Química 2

Química 2 – Segundo Semestre

FASCÍCULO 3


INTRODUCCIÓN 7

CAPÍTULO 1. FUERZAS DE INTERACCIÓN Y 9 MACROMOLÉCULAS SINTÉTICAS

PROPÓSITO 11

1.1 FUERZAS INTERMOLECULARES 13

1.1.1 EL Modelo Cinético Molecular y los Estados 13 de Agregación Molecular de la Materia

1.1.2 La Naturaleza de las Fuerzas Intermoleculares 15

a) La polaridad de las moléculas 16 b) Puentes de Hidrógeno 17 c) Las Fuerzas Dipolo-Dipolo 18 d) Las Fuerzas de London 20

1.1.3 Los Líquidos, los Sólidos y sus Propiedades 21

a) Líquidos 21 b) Sólidos 22

1.2 MACROMOLÉCULAS SINTÉTICAS 26

1.2.1 Polímeros 26

a) Generalidades 26 b) Termoplásticos 27

1.2.2 Polimerización 29

a) Polímeros de Adición 30 b) Polímeros de Condensación 33 c) Estructura primaria y secundaria de los polímeros 39 d) Los polímeros y la contaminación 42

3

RECAPITULACIÓN 50 ACTIVIDADES INTEGRALES 51 AUTOEVALUACION 53

CAPÍTULO 2. MACROMOLÉCULAS NATURALES 55

PRÓPOSITO 57

2.1 BIOMOLÉCULAS 59

2.2 CARBOHIDRATOS 62

2.2.1 Monosacáridos 62

2.2.2 Anómeros 65

2.2.3 Disacáridos 68

2.2.4 Polisacáridos 70

a) Polisacáridos de reserva 71 b) Almidón y glucógeno 71 c) Polisacáridos estructurales 72

2.3 LÍPIDOS 76

2.3.1 Ácidos Grasos 76

2.3.2 Acilglicéridos 78

2.3.3 Fosfoglicéridos 79

2.3.4 Ceras 80

2.3.5 Terpenos 82

2.3.6 Esteroides 85

2.4 PROTEÍNAS 87

2.4.1 Aminoácidos 87

2.4.2 Enlace Peptídico 90

2.4.3 Clasificación de las Proteínas 94

2.4.4 Estructura de las Proteínas 95

a) Estructura Primaria 95 b) Estructura Secundaria 96 c) Estructura Terciaria 97 d) Estructura Cuaternaria 100

RECAPITULACIÓN 109 ACTIVIDADES INTEGRALES 110 AUTOEVALUACION 112

4

RECAPITULACIÓN GENERAL 114 ACTIVIDADES DE CONSOLIDACIÓN 115 AUTOEVALUACIÓN 116 GLOSARIO 117 BIBLIOGRAFÍA CONSULTADA 119

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Si por un momento observaras a tu alrededor notarás que la mayoría de las cosas han tenido cualquier tipo de transformación química, ya sea de manera artificial o natural, como en el caso de los diferentes plásticos, por un lado, o nuestra propia piel, el ADN , la seda, entre otros.

Para poder comprender lo anterior, este fascículo tiene como objetivo que comprendas la unión que se da entre moléculas; esto lo lograrás analizando las diferentes fuerzas que existen entre las moléculas, realizando actividades y experimentos relacionados con las macromoléculas; lo anterior servirá para comprender la importancia que tienen éstas (las moléculas) en el desarrollo y supervivencia de los seres vivos.

A partir de lo anterior dividiremos el fascículo en dos grandes capítulos:

Dentro del primer capítulo, “FUERZAS DE INTEGRACIÓN Y MACROMOLÉCULAS”, encontrarás que en el primer tema se revisarán las fuerzas intermoleculares, donde se explican los comportamientos y las propiedades tanto de los líquidos como de los sólidos, a partir del conocimiento de la naturaleza de las fuerzas de cohesión que existen entre las moléculas de las sustancias que se encuentran en dichos estados de agregación; en el segundo tema hablaremos de las Macromoléculas Sintéticas, en donde se tratarán las principales características y la manera en que se forman los polímeros, en este caso abordaremos sólo los de tipo artificial, haciendo énfasis en la polimerización, a partir de los derivados del petróleo, como por ejemplo; el nylon y el polietileno.

En lo que se refiere al capítulo dos, “MACROMOLÉCULAS NATURALES”, haremos referencia a las biomoléculas y los diferentes tipos de éstas, tales como: Carbohidratos, en donde se contemplan sus principales propiedades y características; dentro de los Lípidos abordaremos las características de los ácidos grasos, fosfoglicéridos, ceras, terpenos y esteroides; y por último las Proteínas, donde veremos las unidades que permiten su formación (aminoácidos y enlaces peptídicos), posteriormente su clasificación y para terminar abordaremos las diferentes estructuras de proteínas que se pueden encontrar.

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FUERZAS DE INTERACCIÓN Y MACROMOLÉCULAS SINTÉTICAS

1.1 FUERZAS INTERMOLECULAES

1.1.1 El Modelo Cinético Molecular y los Estados de Agregación Molecular de la Materia

1.1.2 La Naturaleza de las Fuerzas Intermoleculares

1.1.3 Los Líquidos, los Sólidos y sus Propiedades

1.2 MACROMOLÉCULAS

1.2.1 Polímeros

1.2.2 Polimerización

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Al revisar este mapa conceptual sabrás qué es lo que puedes aprender al estudiar el capítulo, así como la forma en como puedes adquirir dicho conocimiento y la importancia que tiene para tu formación académica.

conocerás

ANALIZANDO EL MODELO CINÉTICO MOLECULAR

esto lo lograrás

11

CAPITULO 1. FUERZAS DE INTERACCIÓN Y MACROMOLÉCULAS SINTÉTICAS

1.1 FUERZAS INTERMOLECULARES

1.1.1 EL MODELO CINÉTICO MOLECULAR Y LOS ESTADOS DE AGREGACIÓN MOLECULAR DE LA MATERIA

En el fascículo 2 de Química I, ya estudiaste este tema. Recordaremos ahora lo más esencial del mismo.

El estudio de las propiedades de los cuerpos, a partir de las observaciones macroscópicas, permite conocer las características de éstos, pero ello no es suficiente para conocer las causas que lo determinan. Por esta razón, tenemos que recurrir al comportamiento microscópico de las partículas que componen la materia.

El comportamiento y estructura de las sustancias se debe principalmente a las interacciones de sus moléculas. A causa de la dificultad para realizar observaciones de este comportamiento se recurre a modelos explicativos, y descriptivos que dan cuenta de lo que sucede en el interior de la materia.

Un modelo simple que permite explicar el comportamiento de las propiedades de los líquidos, sólidos y gases es el modelo cinético molecular.

En la tabla 1, se muestran algunas de las principales características de la materia que se explican a partir del modelo cinético molecular.

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Tabla 1. Algunas propiedades características de los estados de la materia

GAS LÍQUIDO SÓLIDO
−Toma el total de volumen y la forma del recipiente que lo contiene. −Se expande facilmente. −Son de densidad baja. −La difusión se presenta rápidamente. −Fluye con facilidad. −Toma la forma de la proporción del recipiente ocupa. −No se expande para llenar el recipiente. −Es virtualmente incomprensible. −La difusión la lleva a cabo lentamente. −Fluye fácilmente. −Conserva su propia forma y volumen. −Es virtualmente incomprensible. −La difusión se presenta extremadamente lenta. −No fluye. −No tiene posibilidad de expansión.

Los gases, de acuerdo con el modelo cinético molecular, consisten en partículas independientes muy pequeñas, que tienen movimiento en línea recta, al azar en el espacio y experimentan choques 100% elásticos. Los gases ocupan un volumen miles de veces más grande que el que ocupan los líquidos o los sólidos, debido a que las moléculas de los gases están mucho más separadas que las de los líquidos o los sólidos. Lo anterior explica la densidad mucho más baja de los gases respecto de la de los líquidos y los sólidos.

De acuerdo al modelo cinético molecular. ¿Cuál sería la principal diferencia que existe entre un sólido, un líquido y un gas?.

La comprensión y la difusión de los gases se explica por el hecho de que las moléculas del gas son partículas esencialmente independientes. Se mueven por el espacio hasta que chocan con otras moléculas de gas o las paredes del recipiente.

En los líquidos, según el modelo cinético molecular, las partículas mucho más cercanas entre sí que las de los gases. Asimismo, el volumen definido de los líquidos es una consecuencia de las fuerzas de atracción entre las partículas de un líquido, que son mucho más fuertes que en un gas. Los líquidos son fluidos y toman la forma del recipiente debido a que las partículas del líquido se mueven con cierta independencia unas de otras.

La difusión en los líquidos es más lenta que en los gases debido a que las moléculas de los líquidos se mueven más lentamente y están más próximas entre sí.

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En los sólidos, las partículas se mantienen juntas en posiciones fijas por fuerzas que son más poderosas que las que se encuentran presentes entre las partículas de los líquidos. De esta manera se explican la forma y el volumen definido de un sólido, así como su incomprensibilidad. El que el arreglo de las partículas sea ordenado o no determinará que el sólido sea cristalino o amorfo. Las partículas de un sólido vibran débilmente hacia uno y otro lado de sus posiciones fijas de equilibrio. Lo anterior explica la poca difusión de cualquier sólido.

Gas Líquido Sólido Cristalino

Desorden total: muchos espacios Desorden: las partículas o los grupos Distribución ordenada: las
vacíos; las partículas tienen libertad de partículas son casi libres de partículas pueden vibrar, pero
completa de moverse debido a la moverse relativamente entre sí; las se encuentran en posiciones
separación y a las fuerzas de partículas se unen entre sí. fijas; las partículas se mantienen
atracción no son muy efectivas. unidas entre sí.

Figura 1. Comparación a nivel molecular de los gases, líquidos y sólidos.

1.1.2 LA NATUALEZA DE LAS FUERZAS INTERMOLECULARES

En esta parte del fascículo aprenderás la naturaleza de las fuerzas de atracción presentes en los estados sólidos y líquido.

Las fuerzas de atracción que mantienen unidad a las moléculas en los líquidos y en los sólidos, conocidas como fuerzas intermoleculares, determinan en gran parte las propiedades físicas de estos estados de agregación.

Antes de comenzar el estudio de las principales fuerzas intermoleculares (puente de hidrógeno, fuerzas dipolo-dipolo, fuerzas de London) revisaremos el concepto de polaridad, que es bastante útil para entender este tipo de fuerzas. Recordaremos para ello algunos de los conceptos vertidos en el fascículo 1.

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a) La polaridad de las moléculas.

En el enlace covalente, el par de electrones compartido es atraído simultáneamente por los dos átomos enlazados.

Cuando los dos átomos enlazados presentan la misma atracción por el par de electrones, esto es, que tiene la misma electronegatividad, la distribución de la carga electrónica es simetría respecto a la de los dos núcleos; es decir, no se presentan polos cargados, por lo que se dice que el enlace es puro o covalente no polar. Las moléculas H2 y Cl2 son ejemplos de moléculas con enlace covalente no polar.

Electrones repartidos simétricamente

Figura 2. No presentan polaridad los átomos que, al formar la molécula, tiene la misma electronegatividad.

El enlace covalente polar lo presentan aquellas moléculas cuyos átomos comparten desigualmente el par de electrones. En moléculas como la del cloruro de hidrógeno, HCI, y la del fluoruro de hidrógeno, HF, en donde la electronegatividad del cloro y del flúor es mayor que la del hidrógeno, la carga electrónica está más cercana a los átomos del flúor

Figura 3. La diferencia de electronegatividad hace que la molécula se polarice.

El puente de hidrógeno y las fuerzas dipolo-dipolo se originan a causa de la polaridad que presentan moléculas con enlaces covalentes polares. Ambas aparecen por la atracción electrostática entre moléculas polares, aunque en el puente de hidrógeno es mas intensa la interacción.

Figura 4. Fuerzas intermoleculares

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b) Puentes de Hidrógeno.

Los puentes de enlaces de hidrógeno se presentan en líquidos cuyas moléculas tienen un átomo de H enlazado covalentemente compuestos que forman enlaces de hidrógeno son el H2O, El HF y el NH3.

Los compuestos que presentan enlaces de hidrógeno tienen propiedades diferentes a las comunes. Por ejemplo, el agua tiene un punto de ebullición de 100°C, que es mucho mayor que el H2S, cuyo valor es de -85.5°C. Los puentes de hidrógeno son los más fuertes entre las fuerzas intermoleculares.

AGUA

.. .. .. .. H2 O H – O: , H – O: , H – O: , H – O:

H H H H
AMONIACO
H H H H

NH3 H – N: , H – N: , H – N: , H – N:

H H H H
ÁCIDO FLUORHÍDRICO
HF .. H – F:. . , .. H – F: . . , ..H – F: . . , .. H – F: . .
Figura 5. Representación de los puentes de hidrógeno que se presentan en el H2O, covalente, la punteada corresponde a enlaces por puentes de hidrógeno). NH3, HF. (La línea continua es enlace

Figura 6. La formación de puentes de hidrógeno en las proteínas determina su estructura.

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En la estructura del hielo las uniones por puentes de H hace que su densidad sea menor que la del agua líquida. Por eso el hielo flota en ella. Esto es fundamental para la vida en la tierra, pues de otra manera se hundiría al fondo de los lagos, los ríos y los océanos, acumulándose en el fondo de éstos, lo que provocaría un congelamiento de abajo hacia arriba, lo cual haría imposible la vida de peces y plantas.

Observa, con cuidado, la siguiente fórmula y contesta las preguntas que a continuación te presentamos. H

O O H O O

CC

CC O

O HO

O H

ácido dicarboxílico ¿Qué moléculas se encuentran unidas por puentes de hidrógeno?

¿Qué características tienen en común las moléculas?

c) Las Fuerzas Dipolo-Dipolo

Las fuerzas intermoleculares dipolo-dipolo se presentan entre moléculas polares. Las moléculas de este tipo se organizan de tal forma que el polo positivo de una molécula interactúa con el polo negativo de la molécula vecina.

Las interacciones bipolares son fuerzas de corto enlace, por lo que las moléculas tienen que estar muy cerca entre sí para que la fuerza de atracción sea significativa.

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En la siguiente figura se observa cuál es el arreglo que adquieren las moléculas que presentan fuerzas dipolo-dipolo.

Figura 7. Los dipolos en las moléculas se orientan de tal modo que la atracción se presenta en los dipolos de signo contrario. La naturaleza relativamente débil de las interacciones bipolares es la causa de que los líquidos, que mantienen juntas sus moléculas, sean volátiles o no debido a estas fuerzas.

En el etanol, por ejemplo, las fuerzas intermoleculares dipolo-dipolo son más intensas que el éter etílico. Por eso el último es más volátil que el primero.

más fuerte

H

Teb = 78.5°C

CH3 – CH2 – O O – CH2 – CH3

más débil H

CH2 – CH3

H -C –CH2 – O

CH3 – CH2 – O

Teb = 34.6°C

H

CH2

CH2

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d) Las Fuerzas de London

Las moléculas no polares pueden presentar dipolos instantáneos debido a la distorsión de la nube electrónica que rodea a los núcleos. Estos dipolos instantáneos logran inducir otros dipolos en las moléculas vecinas. Las fuerzas de atracción entre estos dipolos instantáneos constituyen las llamadas fuerzas de London.

Todas las moléculas pueden presentar deslocalización de electrones que es causa principal de la existencia de las fuerzas de London. Las moléculas polares también presentan fuerzas de London.

Las moléculas más grandes y complejas que poseen grandes nubes electrónicas que se distorsionan y polarizan fácilmente son las que presentan las fuerzas de London más fuertes. Por ejemplo, las moléculas de HI, que es menos bipolar que la de HCI, pero más grande, tiene las fuerzas de London más fuertes.

dipolo instantáneo no-polar

no-polar dipolo instantáneo

dipolos instantaneos Figura 8. Acción dipolo-dipolo (fuerza de London) y su efecto.

Busca, en un libro de química o en una enciclopedia, las temperaturas de ebullición de los siguientes gases:

HeNe Ar Kr XeRn

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Explica dichas temperaturas en función de las fuerzas de London.

1.1.3 LOS LÍQUIDOS, LOS SÓLIDOS Y SUS PROPIEDADES.

a) Líquidos

Presión de vapor. Las moléculas de la superficie de un líquido que posean suficiente energía escapan de los <<jalones>> de sus vecinos. Estas moléculas, al pasar a la fase gaseosa, ejercen una presión sobre el recipiente llamado presión de vapor. Todos los líquidos tienen una presión de vapor diferente. A mayor presión de vapor, más fácilmente se evapora un líquido. El líquido que se evapora más fácilmente es, asimismo, el mas volátil. El alcohol etílico, al frotarse en el cuerpo, produce una sensación de frío, debido a la evaporación de las moléculas que poseían mayor energía cinética.

La volatilidad de un líquido está determinada por la magnitud de las fuerzas intermoleculares que hacen que las moléculas permanezcan en el líquido. Mientras menor es la fuerza, más volátil es el líquido.

Por ejemplo, el etanol se evapora más fácilmente que el agua. La polaridad del agua es mayor que la del etanol y ésta es mayor que la del éter etílico.

. . H – O:

diferencia de electronegatividades

Agua

H

. .

O – H 3.4 – 2.2 = 1.2

Etanol CH3 – CH2 -O :

H

Éter . . O – C 3.4 – 2.6 = 0.8

CH3 – CH2 -O :

Etílico CH2

CH3

Figura 9. La diferencia de electronegatividades entre los átomos explica la polaridad de las moléculas y ésta su volatilidad relativa.

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Ordena de acuerdo con su polaridad las siguientes sustancias:

Amoniaco(NH3), Fosfina (PH3), Dióxido de Carbono (CO2),Ácido Clorhídrico (HCI) y Ácido sulfhídrico (H2S).

b) Sólidos Diferentes tipos de sólidos cristalinos

Los sólidos cristalinos se pueden clasificar tomando en cuenta la naturaleza de las partículas que los componen (átomos, iones, moléculas), así como las fuerzas que los mantienen unidos en los sólidos iónicos, moleculares, covalentes y metálicos.

En la siguiente tabla se resumen las principales características de estos cuatro tipos de sólidos cristalinos.

Tabla 2. Enlace y propiedades en los sólidos cristalinos.

Clasificación Iónico Tipo de partícula Fuerza que existe entre las partículas Dureza Bastante duros y quebradizos Punto de fusión Bastante alto Conductividad Baja Ejemplos NaCI K2CO3 Na3PO
Iones positivos y negativos Enlaces iónicos
Moléculas Moléculas Fuerza Dipolo-Dipolo de London Blandos Bajo Baja CO2 C6H6 H2O CH4
Covalente Átomos Covalente Muy Duros Muy alto Baja SiC SiO2 (cuarzo) C (diamante)
Metálico Iones positivos Atracción entre la nube electrónica y los iones positivos Blandos a duros Medio a alto Buena a excelente Na Ag Fe W

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Respecto a la tabla anterior cabe hacer las siguientes precisiones.

a) Las sales iónicas en estado líquido o fundidas, también, pueden ser empleadas como conductores de la electricidad.

b) El tipo de dureza que se da en los enlaces covalentes no siempre es igual.

Sólidos moleculares

Las unidades que ocupan los puntos reticulares de los sólidos son moléculas. Las fuerzas dipolo-dipolo y las fuerzas de London son las responsables de mantener unidas a las moléculas de estos sólidos. A causa de que estas fuerzas son mucho más débiles que los enlaces iónicos y covalentes, los sólidos moleculares presentan punto de fusión bajo, son blancos y no son buenos conductores de la electricidad.

Figura 10. Etileno sólido: una estructura ortorrómbica de cuerpo centrado.

Sólidos iónicos

En los sólidos iónicos, los aniones y cationes son las unidades presentes en la malla cristalina. Las fuerzas electrostáticas, enlaces iónicos, son fuertes, lo que les da una dureza característica y los hace quebradizos. Los cristales iónicos se funden a altas temperaturas ; el NaCI se funde a 808°C. A causa de la fuerza de atracción entre los iónes, estos no tienen libertad para desplazarse, resultando que sean malos conductores de la electricidad.

Figura 11. En una malla cristalina de los sólidos iónicos, los cationes Na+ y los aniones Clocupan los puntos reticulares.

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Sólidos covalentes

Las unidades que ocupan los puntos reticulares de los sólidos covalentes con átomos enlazados covalentemente. Los átomos forman una red tridimensional, o «molécula gigante». El enlace covalente, al mantener fijos en sus posiciones a los átomos del sólido covalente, hace que éstos tengan altos puntos de fusión. Además de que no existen iones o electrones móviles, estos sólidos no son conductores eléctricos.

Figura 12. El diamante (c) es un sólido covalente cuyos átomos ocupan reticulares de la malla.

Sólidos metálicos

Las partículas que ocupan los puntos del retículo en un sólido metálico son iones positivos. La nube electrónica que envuelve todo el retículo está formada por los electrones que no se encuentran unidos a ningún átomo sino a todos en conjunto. Estos electrones están dispersos todo el cristal y reciben el nombre de electrones libres.

Los electrones libres de un sólido metálico son los responsables de la buena conductividad eléctrica y térmica que caracterizan a los metales. Asimismo, el brillo característico de los metales se explica por la facilidad de estos electrones de absorber y emitir la luz que alcanza su superficie.

Figura 13. En estos cristales el núcleo y los electrones (iones positivos) internos del átomo ocupan los puntos reticulares de la malla, mientras que los electrones exteriores al estar deslocalizados forman una nube alrededor de los iones positivos.

24 1. Explica por qué los sólidos son incompresibles.

  1. Menciona tres características de los puentes de hidrógeno.
  2. Menciona cuáles son las fuerzas intermoleculares que se presentan en los sólidos moleculares.

El estudio de las Fuerzas Intermoleculares se pueden entender a partir de conocer cómo se comparten las moléculas en los diferentes Estados de Agregación Molécular de la Materia (Sólidos, líquidos y gases). Sin embargo, estos compartimientos van a estar en función de diferentes factores, como por ejemplo: en líquidos en donde se presenta un enlace covalente entre un átomo de hidrógeno (H) con otro átomo que sea muy pequeño y electronegativo; otro caso es la interacción que se da entre las moléculas a partir de la polaridad que existe entre cada una de ellas, es decir de la atracción de una molécula de polo positivo con otra de polo negativo; y por último, existe la posibilidad de que algunas moléculas puedan generar un dipolo instantáneo, lo cual provoca que dicha molécula pueda incorporarse a una cercana y de polaridad contraria.

A partir de estos aspectos es posible comprender el por qué de los comportamientos y propiedades de los sólidos, líquidos y de los gases.

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1.2 MACROMOLÉCULAS SINTÉTICAS

El material del que está fabricada una bolsa de plástico y el de tu pluma es fundamentalmente el mismo. Sin embargo, sus características son diferentes. El material de tu pluma es rígido, mientras que el de la bolsa forma películas delgadas.

¿Sabes de qué material está hecha tu ropa?

¿Qué es lo que hace que los polímeros tengan comportamientos tan diferentes, que puedan formar fibras muy resistentes como el nylon, capas delgadas como el polietileno o estructuras muy duras como el cloruro de polivinilo (PVC), el cual en algunas partes de los automóviles han sustituido al acero?

¿A partir de qué materias primas se reducen los objetos que conoces y mediante qué procesos son fabricados?

1.2.1 POLÍMEROS

a) Generalidades

Los primeros son macromoléculas formadas de la repetición sucesiva de un gran número de grupos de átomos llamados monómeros. Quizá no te has dado cuenta, pero te encuentras rodeado de una gran cantidad de polímeros.

El nylon es una fibra con la cual se confeccionan prendas de vestir; los bolígrafos, tuberías, vajillas, domos en los edificios, recubrimientos y partes de automóviles están construidos a partir de polímeros.

Desde 1868, año en que John Wesley Hyatt sintetizó el celuloide, muchos objetos de madera o metal han sido paulatinamente sustituidos por polímeros artificiales.

Precisamente, John W. Hyatt trataba de fabricar una bola de billar de un material diferente de marfil. Mezcló piroxilina con alcanfor sólido y el resultado fue el celuloide. Se cuenta también con un polímero que forma películas delgadas (se usó durante mucho tiempo para hacer películas de cine). Los polímeros tienen una gran versatilidad. Por ejemplo, forman fibras que se puedan hilar como el nylon. Otros son rígidos y duros, con los que se constituyen partes para automóviles.

Los polímeros pueden clasificarse en tres grandes grupos, de acuerdo con sus propiedades:

  • Elastómeros
  • Fibras
  • Plásticos

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Elastómeros Fibras Plásticos
Aquellos que tienen propiedades elásticas, como el hule. Polímeros que se pueden tejer, como el nylon o el poliéster. Polímeros que puedan formar hojas delgadas (usadas en las bolsas), sólidos duros y maleables (tuberías, juguetes para los niños) o revestimientos (barnices).

b) Termoplásticos.

Dentro del grupo de los plásticos se encuentran los termoplásticos, que tienen la característica de que cuando son calentados se reblandecen y pueden ser moldeadas a presión.

En la tabla siguiente presentamos los termoplásticos más comunes:

Tabla 3. Polímeros más comunes

Nombre Abreviaturas
Polietileno de baja densidad Polietileno de alta densidad Polipropileno Cloruro de polivinilo Poli estireno Acrilo nitrilo-estireno Acrilo nitrilo-butadieno-estireno LDPE HDPE PP PVC PS SAN ABS Low Density Polietilen. High Density Polietilen. Stiren Acril-Nitrilo.

La multiplicidad de las propiedades de los polímeros depende de la gran variedad de estructuras que pueden formar. Por ejemplo, si tuviéramos un gran número de pequeñas cuentas (como 6000 aproximadamente), ¿cuántos tipos de collares podrías manufacturar?.

Tomemos por ejemplo al polietileno, del que están hechas las bolsas que nos dan en el mercado. Es un polímero del etileno o eteno y se usa también para fabricar recipientes rígidos (como los usados para envases).

Como puedes observar, algunos son muy flexibles, otros son rígidos y otros se pueden moldear fácilmente por calor. Entonces, si muchos objetivos están fabricados del mismo material.

¿A qué se debe que tengan comportamientos tan diferentes?

La respuesta está en conocer la forma en que se encadenan los monómeros y, una vez que la cadena se ha formado, la alineación de la misma. Así, vemos que la estructura del polímero es determinante para establecer sus características.

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Del ejemplo anterior del polietileno se observa que el polietileno rígido no tiene cadenas ramificadas (Figura 14), es un polímero de alta densidad y parcialmente cristalino. Mientras que el polietileno flexible tiene cadenas ramificadas. Esta ramificación impide que las cadenas formen filas compactas produciendo un polímero plástico, que es más flexible, maleable al calor y menos denso (figura 15).

(Tiene alta densidad) (Tiene baja densidad)

Figura 14. Polímero no ramificado Figura 15. Polímero amificado

Los polímeros tienen como materias primas a diversos productos derivados del petróleo. La petroquímica es una rama de la industria química que trata la serie de procesos a través de los cuales se elaboran los productos químicos que se derivan de los hidrocarburos del petróleo.

Ésta es una de las razones por las que el petróleo tiene tanta importancia en la actualidad, además de la producción de combustibles. Del petróleo se obtienen productos químicos como el etileno y el benceno, que son materias primas para obtener gran variedad de polímeros.

Tabla 4. Algunas materias primas, su producto y usos más característicos.

Materia prima Producto Usos
Etileno Cloruro de vinilo, etilenglicol, acetato de vinilo, estireno, oxido de etileno, alcohol polivinílico. Bolsas, botellas, juguetes, discos fonográficos, películas, artículos de piel artificial, etc.
Propileno Cloruro de alilo, 2 etil-hexilacrilato, butil acrilato, óxido de propileno, polioles, acrilonitrilo. Botellas, libros, artículos moldeados.
Benceno Estireno, hexametilediamina, ácido adípico. Artículos moldeados, espumas aislantes.
Paraxileno Ácido tereftálico, dimetiltereftalato. Fibras artificiales, termoplásticos.

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Etileno

Figura 16. Síntesis de la cadena productiva mediante la cual una mezcla de miles de compuestos (el petróleo crudo) se transforma en productos más aprovechables. Las sustancias de la derecha son las materias primas de la industria petroquímica. (Fuente: Análisis de la industria petroquímica por cadenas productivas. Comisión Petroquímica Mexicana, México, 1986.)

1.2.2 POLIMERIZACIÓN

¿Cómo se lleva a cabo la polimerización?

Los polímeros se forman por la unión de un gran número de unidades monoméricas, que se pueden representar a través de una reacción química:

catalizador

monómeros polímeros

Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad, y en muchos casos, hace posible un proceso químico (como en este caso la reacción de polimerización) sin que se advierta en los productos.

Un polímero se nombra por el tipo de monómeros que lo forman precedido del prefijo poli. Por ejemplo, el polietileno es el formado por los monómeros del etileno.

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Los primeros se pueden clasificar de acuerdo con la forma en que las unidades fundamentales o monómeros se unen. Algunos polímeros como los de vinilo son ejemplo de polímeros de adición, donde los monómeros se suman o unen uno a uno. Existe otro grupo, como el del nylon, que son los polímeros de condensación. Estos polímeros se forman de la reacción de dos unidades de monómeros, con eliminación de agua.

a) Polímeros de Adición.

Los primeros de adición se forman por la suma de monómeros que tienen doble ligadura.

Por ejemplo:

H H H H
H H H H
etileno o eteno

polietileno

En 1955, Karl Ziegler y Giulio Natta desarrollaron un técnica de polimerización eficiente, introduciendo el uso de un catalizador. La función del catalizador es unirse al alqueno monomérico y después permitir que nuevos monómeros se inserten en la cadena.

Si a la molécula de etileno se le sustituye un hidrógeno por otro elemento o por grupos de átomos (como algunos radicales), se obtiene una gran variedad de nuevos compuestos, y éstos, a su vez, pueden producir una gran gama de nuevos polímeros, como se muestra en la tabla 5.

El polietileno es uno de los polímeros más usados en la actualidad. Se encuentra en una gran diversidad de materiales: empaques, aislantes eléctricos, materiales de construcción, etc. Es un termoplástico de bajo costo que puede moldearse de diversas formas hasta formar películas delgadas o extruirse (este término lo veremos más adelante) para hacer fibras. De acuerdo con la forma de producirlo, se pueden encontrar dos tipos de polietileno, el de baja densidad y el de alta densidad, conocidos por sus siglas en inglés LDPE y HDPE, respectivamente.

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Otro ejemplo de polímero de adición es el poli estireno. En un termoplástico muy usado debido a su bajo costo, estabilidad térmica y baja densidad. El poli estireno es un polímero del estireno. La forma del polietileno la podemos representar de la forma siguiente:

Estireno

1) H H H

H C=C

C=C H

H

n

El poliestireno generalmente está formado de una 5500 a 6000 unidades. Este polímero tiene la apariencia de una resina clara y transparente que fluye con facilidad.

Entre los usos personales del poliestireno están: envases desechables, empaques, piezas moldeadas para cassettes, difusores de luz, plafones, envases aislantes térmicos (de unicel), etcétera.

El PVC (cloruro de polivinilo) se obtiene de la polimerización de cloruro de vinilo. Se encuentra de dos formas: una rígida, que se emplea en la fabricación de tuberías para riego, botellas, techado, juntas y partes automotrices, y otra flexible, para fabricar cortinas para baño, manteles, alambre, cables eléctricos y en tapicería.

H H C= C H O H H C= C H CI
radical vinilo cloruro de vinilo

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Tabla 5. Principales polímeros de adición

Monómero Fórmula polímera Nombre industrial y
aplicaciones
H H H H H H C C=C H CI cloruro de vinilo C= C H Estireno Acetato de vinilo O O C CH3 C = C H C H H C H H n n O O C CH3 C H C H H n C H H C H Cloruro de polivinilo (PVC). Geón (película, aislamiento, ropa impermeable, losetas para el piso). Poliestireno, estirofoam (espuma), artículos moldeados. Acetato de polivinilo (PVA) adhesivos, tintura, látex, chicle.
H H H H Acrilán, orlón (fibras, alfombras para exteriores).
C=C C C
H CH3
Acrilonitrilo nH C N
H H C=C H CH3 N Propeno C H H C H CH3 n Polipropileno, poliolefinas (fibras, artículos moldeados, alfombras para exteriores).
F F C=C F F Tetrafluoretileno F n C F C F F Teflón (recubrimiento para evitar el peligro de pegarse), cojinetes, empaques.

32

H H C=C CH3 C=O O – CH3 Metilmetacrilato C H H O -CH3 n C CH3 C=O Lucite, plexiglás (artículos moldeados transportes, ventanas, bombillas de lampara).

b) Polímeros de condensación

Monómeros

Estos polímeros se forman por la reacción de dos unidades monoméricas, con eliminación de agua.

Un representante de este grupo es el nylon. Éste fue el primer polímero que pudo hilarse. Desde su descubrimiento, en 1930, se han producido gran cantidad de fibras sintéticas, las cuales han sido importantes en el desarrollo de la industria textil.

El nylon 66 se forma a partir de la reacción del ácido adípico y la hexametilendiamina; ambos de seis átomos de carbono. La reacción es la siguiente:

OO

+ H2N – (CH2)6 – NH2C (CH2) C

HO HO ácido adípico hexametilendiamina

OO

O

-C – (CH2)4 – C – N – (CH2)4 – N – C -(CH2)4 – C – N – (CH2)4 – + H2O

H

nylon 66 Como se observa en la figura, la línea punteada resalta la formación de una amida.

33

Las amidas contienen el grupo con la fórmula:

O

CN

H Por lo tanto, el nylon es una poliamida que se ha formado de las uniones sucesivas de un ácido carboxílico R

O

OH con una amina

N

H

OH

Las fibras de nylon 66 tienen gran importancia en la industria textil, por ejemplo en la confección de medias para dama, alfombras, paracaídas y en la fabrica de neumáticos para automóviles. Entre las propiedades que las han hecho indispensables destacan las siguientes:

− Son inertes a muchos a muchos productos químicos corrosivos, excepto los ácidos

minerales calientes. − Tienen mayor elasticidad que la seda. − No los atacan hongos, bacterias o polilla, por lo que son más durables. − Son resistentes a las arrugas. − Absorben muy poca humedad de la atmósfera por lo que secan rápidamente.

Existen otras fibras muy elásticas que son usadas en la fabricación de trajes de baño y medias, a estas fibras se les conoce como spandex, entre las que son más conocidas se encuentran la lycra y el virene.

A continuación te presentamos una tabla con las características de los polímeros más comunes.

34

Tabla 6. Algunos polímeros comunes de condensación

Monómeros Molécula Nombre del Usos
eliminada Polímero
H2N-(CH2)6-NH2 hexanediamina HOOC-(CH2)4 – COOH ácido adípico H2O Nylon 66 medias y calceteria, cables, telas.
teraftalato de dietilo + HOCH2CH2OH glicoletileno -COOC2H5C2H5OOC C2H5OH Milar Terileno Dacrón Fortral telas
H-C = C-H O=C C=O O anhidrido maleico + HOCH2CH2OH glicoletileno H2O Plástico Alkyd acabados para pisos, esmaltes para automóviles adhesivos, cementos
CH3 HO-Si-OH CH3 dimetilsilanediol H2O siliconas lubricantes para altas temperaturas, repelentes para el agua, caucho de silicona.
HCHO formaldehído + (NH2)2CO urea H2O resina urea-formaldehído juguetes, botones, recubrimientos para textiles, adhesivos.
0=C=N-CH2CH2-N=C=O diisocianato de etileno + HOCH2CH2OH glicoletileno H2O poliuretano* fibras, pinturas, aislamientos térmicos

Copolímeros1

Uno de los aspectos más interesantes de la química de los polímeros es su gran versatilidad. Las cadenas poliméricas no sólo se encuentran formadas de un tipo único de monómeros. Para lograr una mayor gama de propiedades, se pueden producir polímeros donde exista una combinación de dos, tres o más monómeros diferentes dando como resultado un copolímero.

Su combustión produce cianuro de hidrógeno. Tomado de Brescia, F., Mehlman, S., Pellegrini, F y Stambler, S. (1977). “QUÍMICA”. Interamericana, México, pp.594

35

Por ejemplo, el copolímero estireno-acrinonitrilo (SAN) tiene una mayor resistencia química y térmica que el estireno. Sin embargo, no es transparente como el poliestireno.

Se usa en artículos de cocina como batidoras o licuadoras y en la fabricación de aspiradoras.

Otro copolímero muy usado es el ABS, acrilonitrilo-butadieno-estireno. Es un plástico que combina las propiedades de dureza y alta resistencia mecánica. Se puede combinar con otros plásticos como el PVC, y se obtiene un material de alta resistencia usando en la fabricación de televisores. El ABS se emplea en la producción de partes moldeables para automóviles.

Los automóviles fabricados en 1985 usaron un promedio de 12kg de este copolímero para cada unidad. También se usa en los revestimientos de las puertas de refrigeradores.

Elastómeros

Los elastómeros son polímeros que tienen propiedades elásticas, es decir, pueden ser estirados hasta doblar muchas veces su tamaño y después regresar a su forma original.

El hule (o caucho) es un polímero natural con estas propiedades. El hule fue conocido en México y América del Sur desde antes de la llegada de los españoles. Cristóbal Colón observó que los nativos jugaban con pelotas hechas de un jugo natural endurecido (obteniendo de un secreción lechosa de ciertos árboles). Muestras de este material fueron llevadas a Europa como mera curiosidad.

Posteriormente se hallaron otros usos para el hule. En 1823, Charles Macintosh patentó vestiduras fabricadas de una capa de goma entre dos capas de tejido, consiguiendo lo que se llama impermeabilización.

Sin embargo, el uso del hule planteaba problemas con el cambio de temperatura: con el calor se volvía pegajoso y gomoso, mientras que con el frío, correoso y duro. Se realizaron diversos experimentos para suprimir estas características indeseables del hule. Así, en 1839, el estadounidense Charles Goodyear, quien accidentalmente vertió hule con azufre en una plancha caliente, obtuvo un material suave y elástico que no modificaba sus propiedades con el cambio de temperatura.

A este proceso de combinar hule con azufre se le denominó vulcanización y fue tomado del nombre Vulcano, que es el dios romano del fuego.

En 1879 un químico francés, Gustave Bouchardat, calentó el caucho en ausencia de aire y obtuvo un líquido llamado isopreno, cuya fórmula es la siguiente: CH2=C-CH=CH2

Isopreno CH3Monómero de hule

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Por lo tanto, el caucho es un polímero formado por unidades de isopreno:

Butadieno Estireno Hule SBR Monómero 37 Polímero

  1. Explica qué es la polimerización.
  2. Las siguientes son abreviaturas de polímeros, indica a qué polímeros se refieren y su composición. PVC

BUNAS

SAN

  1. De los ejemplos anteriores indica cuáles son copolímeros.
  2. ¿Qué diferencia existe entre un elastómero y un plástico?
  3. ¿En qué consiste la vulcanización y cuál es su utilidad?
  4. ¿Como se forma el nylon 66?
  5. De las fórmulas siguientes indica en los renglones cuáles son aminas, amidas o ésteres.

38

a) CH3-C-O-CH2-b) CH3-CH-CH3 c) CH3-CH2- C -N

c) Estructuras Primarias y Secundarias de los Polímeros.

Las características hasta aquí revisadas de los polímeros se pueden explicar a través de tres factores relacionados con su estructura:

  1. Grado de polimerización: determinado por el número de monómeros que lo conformen.
  2. Grado de cristalidad: medida del orden entre las cadenas.
  3. Grado de reticulación: cuando las cadenas están unidas mediante enlaces.

De estos tres factores se desprende lo siguiente:

Los polímeros tienen una estructura química determinada por la composición de sus monómeros; a dicha estructura se le llama primaria. Pero la disposición de la cadena en relación con otras cadenas desarrolla una serie de fuerzas intermoleculares que modifican la estructura del polímero. A esta nueva disposición se le llama estructura secundaria.

Como lo anotamos anteriormente, de la estructura secundaria dependen muchas propiedades de los polímeros. Por ejemplo, que sean suaves y flexibles, como en el caso de los diferentes tipos de polietileno

Por otro lado, un polímero puede formar cadenas continuas, que se mantienen unidas a través de puentes de hidrógeno o de atracciones dipolo-dipolo, dando como resultado polímeros útiles en la fabricación de plásticos duros, moldeables o fibras. Así, cuando las cadenas de un polímero están más ordenadas se tiene mayor grado de cristalinidad.

39

H H − C − C − H H

n (en donde n = 5 500 – 6 000)

Estructura primaria Figura 17. Estructura secundaria

Técnicas para moldear plásticos con el fin de hacer objetos útiles

La diversidad en la presentación de los diferentes plásticos no sólo depende del tipo de plástico sino también de la técnica empleada para su moldeo. Por ello de los plásticos se obtiene hilos utilizados en la industria textil, artículos domésticos como mangueras, sillas, peines, botellas, pelotas, etcétera.

Los siguientes esquemas representan las técnicas más comunes que se utilizan para el moldeado de los plásticos:

Figura 18. Máquina de calentamiento y moldeado (T). Representativo de Polimeros (plásticos).

40

Figura 20. Moldeo por soplado. Un tubo de plástico calentado se encierra en un molde y se infla.

Figura 21. Moldeo por inyección. La materia prima se calienta en bolitas y luego se vacia y oprime sobre un molde frío.

41

d) Los Polímeros y la Contaminación

A partir de la Segunda Guerra Mundial, los polímeros han sustituido, en forma creciente, materiales naturales como madera, algodón, papel, acero, etc. Esto se debe principalmente a dos factores:

El primero, a sus propiedades de ser moldeables, anticorrosivos, resistentes a la acción mecánica (una cuerda de nylon de 10 cm, de espesor, puede soportar una carga de 5000 kg. sin romperse), resistencia a la temperatura, presencia de propiedades elásticas, etc. Y, como hemos revisado anteriormente, estas propiedades se deben a la gran diversidad de estructuras que con las unidades monómeras se pueden construir.

El segundo, a la explotación a gran escala del petróleo. El auge de la industria petroquímica, desde el aspecto económico, se debe a la excesiva producción de petróleo a nivel mundial, lo cual abarata su precio y permite -una vez establecidas las tecnologías apropiadas- producir polímeros en grandes cantidades, lo que repercute en los bajos costos.

Sin embargo, debemos tomar en cuenta que el petróleo es un recurso no renovable.

Por otra parte, los polímeros, aunque indispensables para nuestra vida cotidiana, nos acarrean serios problemas: los relacionados con su desecho. La basura orgánica, como el papel y restos de comida, se pueden biodegradar. Es decir, están formadas de compuestos que pueden romperse para dar lugar a otros compuestos más simples, como el bióxido de carbono y agua a través de la acción de baterías que se encuentran en la naturaleza. Entonces, hay que pensar en lo que sucede con los plásticos. Debe tomarse en cuenta que cada día se producen miles de toneladas de basura y representan los plásticos aproximadamente el 18% de su volumen.

En la actualidad, las investigaciones sobre polímeros van encaminadas a la producción de polímeros biodegradables (que se degradan por la acción de la temperatura, humedad, con acción microbiológica, microorganismos) y fotodegradables (sensibles a la acción de la luz). Se pretende que su uso se extienda a bolsas desechables, envases y empaques que representan un 70% del uso de plásticos.

Los polímeros o macromoléculas sintéticas se clasifican en elastómeros, fibras y plásticos. Sin embargo, esta clasificación tuvo que ver con las propiedades que tiene cada uno de ellos.

42

Para poder llegar a esta clasificación, primero se tuvo que comprender cómo se desarrollaban los polímeros (polimerización), en este sentido se encontró que su formación podría ser a partir de un proceso de adición o de condensación: en el primer caso la formación de estos polímeros es dada a partir de la suma de monómeros con doble catalizador: en tanto que en el segundo caso, la formación es dada a partir de la reacción de unidades monoméricas, dentro de este proceso se observa o se presenta desprendimiento de agua.

“POLÍMEROS” Objetivo Observar las propiedades de los polímeros mediante la realización de algunas pruebas, para relacionar las propiedades con su estructura.

Cuestionario de conceptos antecedentes

1) ¿Qué es un polímero de adición?

2) ¿Qué es un polímero de condensación?

3) ¿Qué es un monómero?

4) ¿Qué es un copolímero?

5) ¿Qué es el “poliéster?

43

Experimento I Objetivo

Comparar algunas propiedades físicas y químicas de diferentes polímeros, para relacionar su estructura con sus aplicaciones.

¿Que necesitas?

Materiales
20 1 Tubos de ensaye de 16 x 150 mm Mechero Bunsen
1 1 1 Pinzas para tubo de ensaye Soporte Universal Anillo de hierro
1 Tela de alambre con asbesto
1 1 1 Vaso de precipitados de 250 ml Gradilla para tubos Cucharillas de combustión
Reactivos
20 ml Ácido sulfúrico
20 ml Disolución de hidróxido de sodio al 40%

Trozos de diferentes materiales Bolsa de “plástico” hule, tapón de baquelita, “unicel”, hule espuma, PVC, etc. 10 Tiras de papel indicador para humedad

Prevención y seguridad

La indicada para el trabajo en el laboratorio para el calentamiento de material de vidrio y el manejo de ácidos fuertes y disolventes.

Ácido sulfúrico.- Líquido aceitoso, sin color ni olor, muy corrosivo sobre todo en materia orgánica en los tejidos del cuerpo. El contacto con la piel y por ingestión causa severos daños al organismo.

Hidróxido de sodio.- Sustancia tóxica y muy corrosiva. no debe tocarse ni ingerirse.

¿Cómo hacerlo?

De los objetos de “plástico” corta pequeños trozos (5) del mismo tamaño aproximadamente. Observa sus características físicas y anótalas en el cuadro.

Coloca un trozo de cada objeto en las cucharillas de combustión y calienta directamente en la flama un minuto. Observa y registra.

44

Cucharrilla de combustión

objetos “plásticos” Mechero Bunsen

Figura 23

Coloca un trozo de cada objeto en diferentes tubos de ensaye, coloca una tira de papel indicador para humedad en la boca de cada tubo. Calienta cada uno. Observa y registra.

En otros tubos de ensaye, coloca un trozo de cada objeto, agrega 4 ml de ácido sulfúrico a cada uno, toma cada tubo con las pinzas y calienta con precaución durante 30 segundos en la flama. Observa antes y después de calentar. Registra.

Precaución: El ácido sulfúrico es muy corrosivo calienta con mucho cuidado.

Repite el paso anterior agregando dióxido de sodio en lugar de ácido sulfúrico. Conserva las precauciones

Precaución: El dióxido de sodio es muy corrosivo calienta con mucho cuidado. PH H2SO4 NaOH

Figura 24

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Hipótesis

Ahora que conoces el procedimiento para realizar el experimento, elabora tu hipótesis a partir de la siguiente pregunta.

¿Por qué muchos utensilios son de “plástico” y no de metal?

EN ESTE MOMENTO PUEDES LLEVAR A CABO EL EXPERIMENTO

Registro de observaciones

Objeto Apariencia Humedad Prueba a la flama Ácido Hidróxido
Física sulfúrico de sodio

Experimento II Objetivo: Preparar un polímero para conocer sus propiedades y usos.

¿Qué necesitas?

Materiales Sustancias

1 Probeta de 100ml 100g de Resina MC-40 cristal 1 Agitador de vidrio 35 Gotas de catalizador 1 Molde 1 Vaso de precipitados de 250ml

Prevención y seguridad

La indicada para trabajar en el laboratorio y para el material de vidrio.

Resina MC-40 cristal.- Sustancia tóxica evítese su inhalación, ingestión y contacto con piel y ojos.

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Catalizador.- Sustancia inflamable y potencialmente explosiva cuando se expone al calor

o impacto, manéjese con cuidado Tóxica, evítese su inhalación y contacto con piel y ojos.

¿Cómo hacerlo?

Mide la capacidad de molde con agua y la probeta para determinar la cantidad de resina que se requiere.

Coloca en un vaso de precipitados la resina MC-40 cristal necesaria para el molde y agrégale las gotas de catalizador considerando que por cada 25ml de resina se requieren 12 gotas de catalizador de reacción. Mezcla con el agitador evitando la formación de burbujas.

Figura 25

Precaución: Al mezclar las sustancias se liberará gran cantidad de calor, ten cuidado con el vaso, puede estar caliente.

Vacía inmediatamente al molde, el cual deberá estar acomodado de manera que no se derrame la mezcla. Después de 30 a 60 minutos toca la resina para verificar que ya no esté pegajosa y de ser así, desmolda.

Para que tengas una guía en tus observaciones, te anexamos un cuestionario, en el cual te puedes apoyar.

Hipótesis

Una vez que te haz dado cuenta en qué consiste el experimento, elabora una hipótesis en la que predigas el producto que obtendrás al combinar las sustancias. ¿Cuál sería su utilidad?

47

AHORA REALIZA EL EXPERIMENTO Y COMPRUEBA SI TU HIPÓTESIS ES CORRECTA.

Registro de observaciones

¿Qué sucede al agregar el catalizador?

¿Qué aspecto tiene la mezcla al vaciarse el molde?

¿Qué aspecto tiene al desmoldar?

Cuestionario de reflexión

1.- A partir de los resultados explica por qué cada material se usa de diferentes formas?

2.- De acuerdo a su comportamiento, ¿Cuál sustancia es menos degradable?

3.- A partir del comportamiento de la resina, señala en que momento ocurre la reacción de polimerización.

48

Conclusiones

Considera el cuestionario de reflexión al contrastar tus hipótesis con tus resultados y elabora tus conclusiones.

49

Una vez que hayas observado con atención es siguiente esquema, elabora una síntesis sobre los conceptos más relevantes del capítulo.

se dividen en

SECUNDARIA

En este apartado podrás aplicar los conocimientos que adquiriste a lo largo de este capítulo, por lo que te invitamos a que realices las siguientes actividades.

1.- Completa la siguiente tabla, con la información que te pide.

EJEMPLO ESTADO DE AGREGACIÓN PROPIEDAD QUE LO ENLACE O FUERZA
MOLECULAR DE LA CARACTERIZA INTERMOLECULAR
MATERIA
ALCOHOL ETÍLICO
MIEL Coloide − No se difunde fácilmente − Es comprensible − Fuerzas London
AZÚCAR
ALUMINIO
REFRESCO − No es compresible − Toma la forma del recipiente que lo contiene
ACETONA
DIAMANTE Sólido − Enlace Covalente − Fuerzas dipolodipolo.

2.- Completa la la tabla, según la información que te pide.

EJEMPLO TIPO DE POLÍMERO MATERIA PRIMA MONÓMEROS O
POLÍMEROS
RECIPIENTE DE TOPPERWARE − Termoplástico − Polímero de adición
LLANTAS PARA AUTÓMOVIL Nylon 66
PLASTILINA
ESPONJA DE COJÍN − Elastómero Copolímero − Polímero
SUELA DE ZAPATO SINTÉTICA − Polímero de Condensación
PRÓTESIS − Propileno
MICA DE CREDENCIAL − Monómero

Dentro de esta sección podrás comparar los resultados que obtuviste de las Actividades Integales y, así, podrás identificar que temas o sistemas no fueron lo suficientemente claros.

1.

EJEMPLO ESTADO DE AGREGACIÓN PROPIEDAD QUE LO ENLACE O FUERZA
MOLECULAR DE LA MATERIA CARACTERIZA INTERMOLECULAR
ALCOHOL ETÍLICO Líquido − Se difunde fácilmente. − Es comprensible. − Fuerzas London
MIEL Coloide − No se difunde fácilmente − Fuerzas London
AZÚCAR Sólido − Tiene forma definida − No fluye − Enlace Covalente − Fuerzas London
ALUMINIO Sólido − Tiene forma definida − Fuerzas London − Fuerza Metálica
REFRESCO Líquido − Se difunde fácilmente − Toma la forma del recipiente que lo contiene − Fuerzas London
ACETONA Líquido − Toma la forma del recipiente − Fluye fácilmente − Punto de Ebullición bajo − Fuerzas London
DIAMANTE Sólido − Tiene forma definida − No se comprime − No fluye − Enlace Covalente − Fuerzas dipolodipolo.

2.

EJEMPLO TIPO DE POLÍMERO MATERIA PRIMA MONÓMEROS O
POLÍMEROS
RECIPIENTE DE TOPPERWARE − Termoplástico − Polímero de adición − Propileno − Monómeros
LLANTAS PARA AUTÓMOVIL − Elastómero − Polímero de Condensación − Nylon 66 − Polímero
PLASTILINA − Elastómero − Cloruro de Vinilo − Polímero
ESPONJA DE COJIN − Polímero de adición − Benceno − Elastómero Copolímero − Polímero
SUELA DE ZAPATO SINTÉTICA − Polímero de Condensación − Nylon 66 − Polímero
PRÓTESIS − Termoplástico − Polímero de adición − Propileno − Polímero
MICA DE CREDENCIAL − Polímero de condensación − Etileno − Monómero

MACROMOLÉCULAS NATURALES

2.1 BIOMOLÉCULAS

2.2 CARBOHIDRATOS E HIDRATOS DE CARBONO

2.2.1 Monosacáridos

2.2.2 Anómeros

2.2.3 Disacáridos.

2.2.4 Polisacáridos

2.3 LÍPIDOS

2.3.1 Ácidos Grasos

2.3.2 Acilglicéridos

2.3.3 Fosfoglicéridos

2.3.4 Ceras

2.3.5 Terpenos

2.3.6 Esteroides

2.4 PROTEÍNAS

2.4.1 Aminoácidos

2.4.2 Enlace Peptídico

2.4.3 Clasificación de las proteínas

2.4.4 Estrutura de las Proteínas

En este capítulo identificarás las Macromoléculas Naturales; esto lo lograras a través de actividades en las cuales podrás reflexionar sobre los contenidos y poner en práctica los conocimientos asociados, así mismo, realizando un experimento sobre las biomoléculas; todo lo anterior te servirá para comprender la importancia que juegan dichas moléculas en los procesos vitales de los seres vivos.

CAPÍTULO 2. MACROMOLÉCULAS NATURALES

2.1 BIOMOLÉCULAS

Se conocen como biomoléculas constituyentes de nuestras células que tienen la capacidad de preservar la vida. Es importante mencionar que necesitaríamos de todo un tratado para poder mostrarte una pequeña parte de las biomoléculas conocidas, pero existen varios grupos de biomoléculas que tienen características comunes y que intentaremos darte a conocer.

En particular, abordaremos los compuestos conocidos como carbohidratos, lípidos y proteínas que podrán darte un panorama para comprender cuál es tu constitución química.

Dada una variedad de biomoléculas se presenta una gran cantidad de isómeros (moléculas con igual forma pero distinta estructura), particularmente isómeros ópticos.

La isomería óptica aparece por la presencia de carbonos con geometría tetraédrica enlazadas a cuatro grupos radicales diferentes, que pueden distribuirse de dos formas, una llamada Dextrógira (D) y otra Levógira (L). Ejemplo de este tipo de isómero son superpuestas:

Espejo Espejo

D-Gliceraldehído L-Gliceraldehído D-Alanina L-Alanina

Se puede hacer una comparación de lo anterior con tus manos, ambas tiene la misma |utilidad pero no son iguales es la imagen en el espejo de la otra y no son superponibles.

Los dos ejemplos anteriores tienen un átomo central de carbono que está enlazado a grupos direfentes y su imagen no es superpuesta como el caso de tus manos.

Lo anterior es aún más evidente con las siguientes figuras “tridimensionales”:

D-Gliceraldehído L-Gliceraldehído

Los isómeros D y L se conocen como enantiómeros y como uno de ellos es común que se presente en los sistemas de los seres vivos, pueden hacerse de nuevo la comparación con tus manos ya que normalmente utilizas preferentemente una de tus manos. Así mismo las células utilizan el enantiómero D en los carbohidratos, los enantiómeros L en los lípidos y las proteínas, aunque en ambos casos se presentan excepciones.

Consulta las etiquetas de composición de alimentos procesados que tengas en casa y realiza una lista de los componentes que contienen, y anotalos en este espacio.

2.2 CARBOHIDRATOS

Los carbohidratos son moléculas que tienen la característica muy notable de ser las células comunes en los seres vivos, esto es, se encuentran en todo tipo de células y en muchas ocasiones el volumen celular total contiene hasta 80% de carbohidratos, como el caso de algunas células vegetales.

Muchos de los materiales comunes para nosotros contienen cantidades considerables de carbohidratos, como el papel que constituye este capítulo (celulosa) o la tela de mucha ropa (celulosa). Asimismo, algunos alimentos son ricos en carbohidratos, especialmente en almidón, tales como papas, tortillas, galletas, pan, etc. y muchos otros contienen carbohidratos más simples como la lactosa (leche), la sacarosa (azúcar de caña) o la maltosa (malta). Incluso existen algunos alimentos con carbohidratos de gran tamaño como el glucógeno (hígado y carne).

Cabe mencionar que los carbohidratos cumplen fundamentalmente dos tipos de funciones dentro de un organismo estructural y de reserva. Los estructurales tienen la misión de sostener, en algunos casos en las plantas, grandes estructuras y los de reserva son los que van a proporcionar energía o serán almacenados para formar, a partir de ellos, otras moléculas de utilidad para las células.

Antes de acercar de lleno al conocimiento de las estructuras, vale la pena mencionar que los carbohidratos son conocidos con varios nombre debido a que muchos de ellos tienen sabor dulce, el término de sacáridos que proviene del griego sákkaros significa “azúcar o dulzura” también es empleado para designarlos, asimismo, también se utiliza la palabra glúcidos para nombrarlos ya, que cuando se unen lo hacen mediante un tipo de enlace conocido como glucósidico.

Hasta aquí mencionamos algunas cualidades de los carbohidratos pero aún no hemos tenido la oportunidad de conocerlos adecuadamente, y aunque es difícil poder establecer en un solo tipo todas las estructuras y funciones de los carbohidratos, trataremos de reconocer a los principales monosacáridos, disacáridos y polisacáridos, los primeros funcionan como monómeros para formar estructuras más complejas.

2.2.1 MONOSACÁRIDOS

Todos los monosacáridos simples tienen la fórmula empírica general (CH2O)n, en donde n es cualquier número entero desde 3 hasta 9 (de ahí su nombre de carbohidratos o hidratos de carbono). Independientemente del número de carbonos que contenga, pueden clasificarse en una de dos clases generales: aldosas o cetosas. La terminación OSA es empleada en la nomenclatura de los carbohidratos.

H

Las aldosa poseen el grupo funcional aldehído (C ), mientras que las cetosas

OO

tienen el grupo funcional cetona ( – C – ). Los monosácaridos más simples, de acuerdo con lo anterior, son: el gliceraldehído y la dihidroxiacetona (en ambos la fórmula empírica general es (CH2O)3.

H O CH2OH
C Digliceraldehído (una aldosa) 2,3 Dihidroxipropanal C = O Dihidroxiacetona (una cetosa) 1,3 – Dihidroxi – 2 propanona
H C OH CH2OH

CH2OH

A continuación te presentamos un ejemplo de monosacáridos (aldosas y cetosas) y algunas de sus características:

Aldosas

CHO

~ H  C  OH ~

CH2 OH Gliceraldehído (Aldotriosa)

CHO

~ H  C  OH ~ H  C  OH

~

CH2 OH Eritrosa (Aldotetrosa)

Fórmulas Semiestructurada

O OH

~~ ~

CH  CH  CH2  OH

O OH OH

~~ ~~

CH  CH  CH  CH2  OH

CHO

~ HO  C  H ~

HO  C  H ~ H  C  OH ~ H  C  OH

CH2 OH Manosa (Aldohexosa)

Cetosas

CH2 OH

~

C = O

~

CH2 OH Dihidroxiacetona (Cetotriosa)

CH2 OH

~

C = O

~ H  C  OH ~

CH2 OH Eritrulosa (Cetotetrosa)

O OH OH

~~ ~~ CH  CH  CH  CH  CH CH2  OH ~~

OH OH

Fórmulas Semiestructurada

O

~~ CH2 C  CH2  OH ~

OH O

~~ CH2  C  CH  CH2  OH ~~

OH OH

CH2 OH
~
C = O O OH OH
~~ ~ ~

~ HO  C  H CH2  C  CH  CH  CH CH2  OH

~~~

OH OH

H  C  OH ~ H  C  OH

~

CH2 OH Fructosa (Cetohexosa)

Cabe aclarar que estas estructuras cumplen con la fórmula empírica general (CH2O)n, en donde n= 3 para las triosas (3 carbonos), n=4 para tetrosas (4 carbonos), n = 5 para pentosas (5 carbonos), y n = 6 para hexosas (6 carbonos). En cualquiera de los casos se añade al prefijo aldo (para aldosas), así por ejemplo, la ribosa es una aldeopentosa, mientras que la fructosa es una cetohexosa.

Si observamos la fructosa comparada con la glucosa, notaremos que tiene la misma fórmula empírica pero diferente grupo funcional y por lo tanto son isómeros funcionales. Por otro lado la glucosa galactosa y manosa también tiene la misma fórmula empírica y además, el grupo funcional; a este tipo de isómeros se les conoce como diastereómeros

o estereoisómeros.

En cuanto a su constitución química, y de acuerdo con tus conocimientos anteriores, puedes notar que las aldosas y las cetosas son en realidad polihidroxialdehidos o polihidroxicetonas, respectivamente.

2.2.2 ANÓMEROS

Una cualidad muy especial de los carbohidratos es su reactividad química, la cual se debe principalmente a sus grupos aldehido o cetona. El químico alemán Emil Fisher descubrió que las pentosas y hexosas, aún estando cristalizadas se convierten en una forma cíclica y podrían encontrarse en cualquiera de 2 formas isómericas llamadas D o

E. A estas dos formas cíclicas se les conoce como anómeros.

Observa estas formas cíclicas descubiertas por Fisher de algunos monosacáridos:

Glucosa

CH2OH |

– O |

OH E

H

H C OH H C OH

| C – C | | H OH

Anómero E de la Glucosa (E- glucosa)

Fructosa

CH2OH

O

O

OH

CH2OHCH2OH

CCC C

H OHH OH

H __ OH H

CH2OH

C  C OH H OH H C  C

D -Fructosa E -Fructosa

Ribosa

CH2OH O HCH2OH O OH

C

C

C C

H H

H OH

H OH H H

C  C

C  C OH OH OH OH

D -Ribosa E -Ribosa

El mismo Fisher representó las estructuras anteriores de una forma más simple, considerando sólo la proyección de los grupos – OH hacia arriba o abajo del anillo formado y los átomos de carbono como las aristas o ángulos en la figura:

GLUCOSA FRUCTOSA
D E D E
CH2OH CH2OH CH2OH CH2OH

RIBOSA

DE

CH2OH CH2OH

O

Podrás notar que la diferencia entre los anómeros D y E de las estructuras anteriores sólo reside en la posición de uno de los grupos – OH de la molécula.

La importancia de reconocer los anómeros D o E reside en que el hidroxilo presente, en dicha posición, la posibilidad de reaccionar con otro monosacárido para formar enlaces y producir disacáridos o polisacáridos.

La posición D o E puede ser determinante en la función de un polisacárido ya que comúnmente las uniones D aparecen en polisacáridos de reserva y las E en los estructurales.

Algunos otros ejemplos de estructuras cíclicas de monosacáridos son las siguientes:

GALACTOS MANOSA XILOSA
D E D E D E
CH2OH CH2OH CH2OH CH2OH CH2OH CH2OH

2.2.3 DISACÁRIDOS

Los monosacáridos tienen la propiedad de reaccionar fácilmente con alcoholes para formar un nuevo tipo de enlace llamado éter.

CH2OH CH2OH

+ H2O

+ CH3OH

Metanol

D – glucosaÉter metil -E- glucosa

Éter

CH2OH CH2OH CH3

+ CH3OH Metanol

E – glucosa metil -E- glucosa

En partícular este enlace se llama glucosídico cuando la unión se forma entre un monosacárido y otra molécula que puede ser un alcohol u otro monosacárido.

Enlace glucosídico

D -D –

Maltosa (Un disacárido) La maltosa es un disacárido de sabor dulce que se encuentra en forma natural en muchos vegetales y esencialmente en algunas frutas, en algunos casos puede ser producido por hidrólisis de almidón (un polisacárido) en la fabricación de miel de maíz.

Otros ejemplos de disacáridos naturales son:

CH2OH CH2OH CH2OH

Lactosa

Isomaltosa

CH2OH

Celobiosa

Sacarosa

CH2OH CH2OH

CH2OH

CH2OH

Los disacáridos anteriores pueden obtenerse de células vegetales con excepción de la lactosa que es de origen animal. La isomaltosa generalmente se encuentra combinada con la maltosa, y pueden producirse ambas por hidrólisis de almidón, la Celobiosa puede aparecer como un subproducto de la hidrólisis de la celulosa, la lactosa es el “azúcar de la leche” y, además, es el principal carbohidrato durante la lactancia de bebés y la sacarosa es aquella que normalmente conoces como “azúcar” aunque en realidad ésta es una mezcla de sacarosa con algunos otros disacáridos y trisacáridos.

La mayoría de los disacáridos son dulces y, precisamente, pueden emplearse a nivel industrial como endulzantes. Además, los monosacáridos y los polisacáridos de reserva proporcionan grandes cantidades de energía a nuestras células y en general a todos los organismos.

Debido a que el exceso de carbohidratos en nuestra dieta provoca la formación de grandes depósitos de lípidos (obesidad) combinado esto, a nuestra vida sedentaria y a una serie de condiciones fisiológicas y genéticas, se han desarrollado algunos edulcorantes artificiales que producen poca energía (y por lo tanto pocos lípidos) para “endulzar” algunos productos, en la siguiente figura podrás observar las estructucturas de tres de ellos y notarás que tienen diferentes características a las de los carbohidratos.

O

Aspartame

(Canderel ó

Nutrasweet)

  1. Investiga las estructuras y las funciones de algunos otros disacáridos.
  2. Investiga las ventajas y desventajas del uso de edulcorantes artificiales

2.2.4 POLISACÁRIDOS

Los polisacáridos son, en comparación con monosacáridos y disacáridos, mucho más frecuentes, ya que se encuentran prácticamente en todo tipo de células y en diferentes formas, como polímeros de distintos monosacáridos, pero siempre con la finalidad de mantener una cierta cantidad de energía de reserva como en los “polisacáridos de reserva” o “proporcionar firmeza suficiente para soportar el peso de grandes cantidades de tejido vivo y mantener a las células en condiciones de soportar cambios atmosféricos

o de medio ambiente, a estos últimos se les conoce como polisacáridos estructurales”.

a) Polisacáridos de reserva

Existe una variedad relativamente pequeña de polisacáridos de reserva, en las células vegetales se encuentra el almidón pero en otros vegetales hay insulina, dextranos, arabinanos, xilanos, mananos, agar, etc., en células animales y bacterianas se encuentran particularmente el glucógeno, estos polisacáridos de reserva tienen estructuras repetitivas de un solo tipo de monosacárido con la finalidad de que un momento determinado, debido a su hidrólisis, la concentración del monosacárido que contiene se incremente y pueda obtener energía a partir de él o en caso contrario cuando existe energía suficiente en la célula y el monosacárido se encuentra en alta concentración, se vuelve a formar el polisacárido.

b) Almidón y Glucógeno

El almidón es una mezcla de dos polímeros que contienen solamente D glucosa, estos dos polisacáridos son la amilosa y la amilopectina.

La amilosa es un polímero lineal donde sólo hay enlaces glusídicos D:

CH2OH CH2OH CH2OH CH2OH CH2OH CH2OH

Enlaces glucosídicos D

Las cadenas de amilosa pueden extenderse hasta tener cientos de moléculas de glocusa alcanzando pesos moleculares de hasta 150,000 (Aprox. 1000 moléculas de glucosa). Una propiedad de la amilosa es el tomar una estructura tridimensional de tipo helicoidal y de producir una coloración azul en presencia de soluciones de iodo (lugol).

La amilopectina se diferencia de la anterior en que contiene una serie de ramificaciones sobre la cadena lineal original de amilosa:

CH2OH CH2OH CH2OH

En general los almidones presentan un 20 a 25% de amilosa y el resto de amilopectina aunque algunos cereales como el arroz, sorgo, y maíz contienen exclusivamente amilopectina.

El glucógeno (llamado también almidón animal) se encuentra en tejidos animales y en células bacterianas es un polisacárido de estructura muy similar a la amilopectina, en realidad sólo se diferencia de ella en que las ramificaciones aparecen cada 8 a 12 unidades de glucosa (muy ramificado) y su peso molecular puede alcanzar hasta 16 millones (alrededor de 100 000 moléculas de glucosa) y en presencia de iodo presenta una coloración café rojizo.

Si tuvieramos un gran microscopio donde pudiéramos comparar las estructuras de amilopectina y glucógeno observaríamos lo siguiente:

Amilopectina (poco ramificado) Glucógeno (muy ramificado).

En los demás polisacáridos de reserva encontramos características similares a la amilosa como en el caso de la insulina que es un polisacárido lineal de fructosa unida mediante enlaces glucosídicos E o en la mananos que son polímeros lineales de manosa con enlaces glucosídicos D.

c) Polisacáridos Estructurales

La variedad de los polisacáridos estructurales es mucho mayor que la de los de reserva, esto se debe a que en muchos casos existe una gran asociación entre varios de ellos para formar una estructura particular. En este caso existen algunos que contienen dos o más monosacáridos diferentes en su composición. Tal como lo mencionamos con anterioridad, estos polisacáridos forman estructras rígidas que dan forma y fuerza a muchas células, la cual sirve para proporcionar energía a una célula.

Algunos ejemplos de estos polisacáridos estructurales son:

 Celulosa

La celulosa es un polisacárido que contiene E glucosa unida mediante enlaces glucosídicos E y es un polímero lineal que puede estar formado de varios miles de moléculas de glucosa.

CH2OH

La naturaleza utiliza a la celulosa para dar fuerza y rigidez a las plantas. La madera, al heno y el algodón están constituidos principalmente por celulosa aunque se encuentra mezclada con otros polisacáridos como hemicelulosa, pectina y extensina y otros polimeros (no carbohidratos) como la lignina. Algunas sintéticas como el rayón son derivados de la celulosa.

 Quitina

En muchos organismos invertebrados (por ejemplo langostas e insectos) no existen huesos que puedan sostener sus estructuras, sin embargo la quitina tiene la función de sostener dichos organismos, también se encuentra en paredes celulares de hongos y levaduras, tiene una estructra muy similar a la celulosa, sólo que en lugar de la glucosa contiene un derivado de ella que se denomina N – acetil – glucosamina formando largas cadenas lineales de miles de moléculas del monosacárido mencionado.

CH2OH

CH2OH

Además de los anteriores existe una gran cantidad de polisacáridos estructurales comoel Ácido Hialurónico que conjuntamente con los sulfatos de condroitina y queratano, el dermatano y otros forman cubiertas celulares en células animales con la finalidad de dar fuerza y resistencia a dichas células.

Otro polisacárido importante es el peptidoglucano (también llamado mureína) que dá forma a las paredes celulares bacterianas.

¿Cuál es la importancia de los polisacáridos estructurales en los tejidos animales, si éstos no contienen paredes celulares? Como recordarás, los…

2.3 LÍPIDOS

Los lípidos se caracterizan por ser generalmente insolubles en agua y solubles en solventes de baja polaridad. Contiene estructuras hidrocarbonadas (similares a alcanos y alquenos) que producen una gran variedad de tipos y formas entre los que se encuentran los acilglicéridos, los fosfogliceridos, las ceras, los terpenos y los esteroides. Una característica distinta de algunos de estos tipos de lípidos es la presencia de ácidos grasos en sus estructuras.

2.3.1 ÁCIDOS GRASOS

Los ácidos grasos presentes en los lípidos naturales se denominan “grasos” debido que sus cadenas carbonadas son largas y normalmente hidrofóbicas, pero además contienen la función química ácida (-COOH) que tiene gran solubilidad en agua. Puede presentarse en dos formas, con dobles enlaces (insaturados) o sin ellos (saturados).

Tabla 7. Algunos Ácidos grasos en los seres vivos

Ácidos grasos saturados Punto de fusión (´C)

Ácido láurico CH3(CH2)10 COOH 44
Ácido mirístico CH3(CH2)12 COOH 54
Ácido palmítico CH3(CH2)14 COOH 63
Ácido esteárico CH3(CH2)16 COOH 70
Ácido araquídico CH3(CH2)18 COOH 75
Ácido behénico CH3(CH2)20 COOH 80

Ácidos grasos insaturados Punto de fusión (‘ C)

Ácido palmitoleico CH3(CH2)5 CH=CH(CH2)7 COOH -0.5
Ácido oleico CH3(CH2)7 CH=CH(CH2)7 COOH 13.4
Ácido linoleico CH3(CH2)4 (CH=CH-CH2)2 (CH2)6 COOH -5
Ácido linolénico CH3CH2 (CH=CH-CH2)3 (CH2)6 COOH -10
Ácido araquidónico CH3(CH2)4 (CH=CH-CH2)4 (CH2)2 COOH -50

Si observas la tabla anterior notarás que los puntos de fusión de los ácidos grasos saturados están por encima de nuestra temperatura ambiente mientras que los insaturados están por debajo, esto es indicador que los lípidos que contienen ácidos grasos saturados normalmente son sólidos (manteca de cerdo) mientras que si contiene insaturados son líquidos (aceite vegetal). En muchos casos hay mezclas donde la temperatura de fusión estará dada por el promedio de las temperaturas de fusión individuales.

En todos los casos, las cadenas de carbono no están ramificadas por ejemplo el ácido esteárico es el ácido octodecanoico (revisa el fascículo 2 de Química II). Las temperaturas de fusión aumentan al incrementar el número de carbonos y disminuye al aumentar el número de insaturaciones.

Los ácidos grasos al reaccionar con los alcoholes forman ésteres.

O enlace tipo éster CH3(CH2)14COOH + CH3OH

CH3(CH2)14 – C 3 + H2OÁcido Palmítico Metanol

Palmitato metil

Esta reacción es de gran importancia debido a que para la formación de algunos lípidos los ácidos grasos producen ésteres al reaccionar con alcoholes.

Los ésteres de ácidos grasos pueden hidrolizarse con una base fuerte (por ejemplo NaOH) para producir jabones:

Esto es una caraterística importante de los ácidos grasos ya que al formar una sal con un elemento metálico tiene la capacidad de arrastrar sustancias hidrofóbicas por su parte no polar e hidrofilicas por su parte polar, además de disminuir la tensión superficial, por lo que los jabones tienen capacidad limpiadora.

A esta reacción comunmente se le conoce como “saponificación” y es precisamente la forma como se producen los jabones de uso cotidiano, los cuales son mezclas de varias sales de ácido graso (saponificación de lípidos que contienen ácidos grasos).

2.3.2 ACILGLICÉRIDOS.

Los acilglicéridos, o simplemente glicéridos, son ésteres de ácidos grasos con el glicerol. Según el número de ácidos grasos formando enlace éster con el glicerol existen los monoacilglicéridos (un ácido graso), los diacilglicéridos (dos ácidos grasos) y los triacilglicéridos, éstos últimos son los más importantes debido a que en la naturaleza son los más abundantes.

La variedad de ácidos grasos presentes en los triacilglicéridos hace que este grupo sea muy abundante y heterogéno ya que dependiendo de los ácidos grasos las mezclas de triaciglicéridos pueden ser sólidos como en la manteca y la mantequilla o líquidos como el aceite comestible y dependiendo del origen la composición también es muy variada.

Los triaciglicéridos forman depósitos en las células y su función es de reserva energética, estos son utilizados para proporcionar energía a nuestro organismo y después de que han sido usados las reservas de carbohidratos aunque muchos de ellos funcionan como proveedores de cadenas hidrocarbonadas para producir otros lípidos como fosfoglicéridos, ceras, terpenos y esteriodes.

A nivel industrial los triaciglicéridos se utilizan en la fabricación de jabones por medio de la reacción de saponificación anteriormente mencionada.

2.3.3 FOSFOGLICÉRIDO

Los fosfoglicéridos difieren de los triaciglicéridos en propiedades y composición; estos contienen ácidos grasos y glicerol, pero también contienen fosfato y un aminoalcohol.

La estructura iniciadora de todos los fosfoglicéridos es el glicerol unido al grupo fosfato mediante enlace éster fosfórico:

Los ácidos grasos se unen mediante enlace éster a los -OH del glicerol, mientras que el último de los componentes de los fosfoglicéridos es un aminoalcohol que por su amino presenta una gran polaridad y debido a eso se conoce como un grupo de cabeza polar.

Tanto el grupo de amino como el fosfato presenta carga y de aquí que los fosfoglicéridos tengan una gran polaridad y por lo tanto son “anfipáticos”, es decir tienen una parte polar y otra no polar.

Debido a la anfipacidad de los lípidos, estos se agrupan entre si formando micelas.

Las Micelas son pequeñas esferas que se pueden estabilizar por largo tiempo en soluciones acuosas tal como en el caso de la leche donde el proceso de homogenización dispersa los lípidos formando micelas.

Los grupos de cabeza polar que contienen los fosfoglicéridos pueden ser más variados que los presentados anteriormente aunque particularmente son frecuentes la colina y la etanolamina. Los fosfoglicéridos que contienen colina se conocen comunmente como “lecitinas” y los que contienen etanolamina se conocen como “cefalinas”.

De acuerdo a sus características, los fosfoglicéridos tienen una función totalmente distinta a los acilglicéridos, en este caso son formadores de membranas celulares y de organelos internos de una célula. Las biomembranas contienen otro componente característico: las proteínas, más adelante tendremos la oportunidad de mencionar un poco más su composición y estructura.

Existe un grupo de lípidos con características muy similares a los fosfoglicéridos, los esfingolípidos, los cuales se encuentran particularmente en membranas de tejido nervioso muscular. En este grupo la diferencia principal es la presencia de esfingosina en lugar de glicerol como estructura iniciadora.

2.3.4 CERAS

Una cera es un éster que se distingue de los demás por la naturaleza del constituyente alcohol y del ácido; ambos contienen cadenas hidrocarbonadas largas: las ceras son totalmente insolubles en agua y su función es servir de cubierta química protectora en la superficie y plantas. Las plumas de muchas aves así como la superficie de las hojas de muchas plantas contienen una capa de cera como agente impermeable.

Palmito de miricilo (componente principal en la cera de las abejas)

La cubierta cerosa de hojas, y frutas de las plantas previenen la pérdida de humedad y probablemente también la oportunidad de infección.

Los lípidos hasta ahora mencionadas se conocen como lípidos saponificables o complejos debido a que por la presencia del grupo éster producen jabones (sales de ácidos grasos) cuando son hidrolizados por una base fuerte.

Los restantes grupos de lípidos no contiene ácidos, ácidos grasos esterificados son conocidos como lípidos insaponificables ó simples e incluyen a los terpenos, esteroides y prostaglandinas.

2.3.5 TERPENOS.

Los terpenos son componentes lípidos menores en las células es decir, sólo se encuentran en concentraciones muy pequeñas y están construidos a partir de múltiples repeticiones del hidrocarburo de cinco átomos de carbono conocido como isopreno.

Estas moléculas pueden ser lineales o cíclicas y contener un número variable de dobles enlaces y en algunos casos encuentran grupos -OH.

Las líneas punteadas de éstas estructuras y de los demás terpenos la separación hipotética entre las unidades de isopreno.

De acuerdo al número de unidades de isopreno que contienen los terpenos son llamados monoterpenos (2 unidades de isopreno), sesquiterpenos (3 unidades de isopreno), diterpenos (4 unidades de isopreno), triterpenos, (6 unidades de isopreno) y así sucesivamente. Algunos ejemplos de esta moléculas son los siguientes:

En las plantas se ha encontrado un gran número de terpenos diferentes, muchos de ellos proporcionan aroma y sabores característicos y son los componentes de “aceites esenciales” de algunas plantas, así por ejemplo el Geraniol, limoneno y mentol son respectivamente los componentes principales del aceite de geranio, limón y menta respectivamente.

Algunos terpenos son también vitaminas o precursoras de la síntesis de algunas otras como los que se presentan a continuación:

En el grupo de los terpenos, además de los anteriores, se encuentran algunas sustancias interesantes tales como los carotenoides y las xantofilas que participan en otras estructuras importantes en la absorción de la luz por parte de las plantas. La vitamina A o Retinol se combina con una proteína llamada opsina para formar la rodopsina que es importante en la captación de la luz en los ojos. El hule natural (caucho) es un politerpeno que se encuentra en algunos vegetales.

2.3.6 ESTEROIDES

Los esteroides son lípidos que principalmente tienen la función de tipo hormonal y se consideran como derivados del escualeno (ver estructuras de terpenos) el cual funciona como precursor en la biosíntesis de los esteroides, particularmente del lanosterol. Tanto los terpenos como los esteroides comparten algunas propiedades como solubilidad en solventes órganicos, presencia de grupos alcohol o cetona y dobles enlaces carbono carbono pero los esteroides normalmente un sistema de cuatro anillos llamados ciclopentano perhidrofenantreno.

16 15

(la numeración Indicada se sigue

46

Los esteroides están presentes en todos los organismos y tienen diversas funciones. En el ser humano sirven como hormonas sexuales, así como agentes emulsificantes de lípidos en la digestión y transportan a través de membranas antiinflamatorias y

reguladores esteroides. metabólicos, a continuación te presentamos algunos ejemplos de O
__
OH Progesterona C  CH3

Además de los naturales se han producido en buen número de esteroides sintéticos cuya función original fue la de sustituir las deficiencias de los primeros y se descubrió que podían funcionar como anticonceptivos, como anabólicos, como diuréticos o con otros fines. El uso de esteroides naturales o sintéticos debe hacerse bajo control médico para evitar algunos efectos nocivos que producen.

OH CH3

Una característica interesante de los esteroides es que durante su síntesis natural casi todos son producidos a partir del colesterol. Hormonas sexuales Hormonas del crecimiento

Escualeno

Lanosterol

Colesterol

Hormonas vegetales Emulsificantes Etcétera

Además de ser precursor de diversos esteroides, el colesterol puede esterificarse (formar un éster) por el OH de la posición 3 de su estructura con alguno de los ácidos grasos que conocemos formando ésteres del colesterol los cuales se van depositando en venas y arterias produciendo una enfermedad conocida como arteriosclerosis que en condiciones graves pueden producir un infarto cardiaco. Por ellos no es recomendable el consumo de alimentos con colesterol u otros esteroides, ya que el exceso de éste se va acumulando hasta producir la citada enfermedad.

Investiga el significado de los términos: anabólico, diurético, arteriosclerosis, precursor, infarto y consecuencias.

En este momento sabes que los. . .

se clasifican en

2.4 PROTEÍNAS

Las proteínas son un grupo de biomoléculas construidas por largas cadenas de aminoácidos unidos entre sí por medio de un enlace peptídico. Dichas moléculas se distinguen de los carbohidratos y los lípidos en muchas de sus propiedades tales como solubilidad y reactividad, entre otras, pero sobre todo por la diversidad de funciones que cumplen. Antes de entrar de lleno a la estructura de las proteínas mencionaremos a los aminoácidos como unidades formadoras de las cadenas y la importancia de estos.

2.4.1 AMINOÁCIDOS.

El término de aminoácidos se aplica a aquellas estructuras que a la vez contienen los grupos funcionales ácido (-COOH) y amino (-NH2). En la naturaleza se encuentra en un gran número de distintos aminoácidos pero se ha visto que son 20 en particular los que

se encuentran en las proteínas. grupo ácido COOH Aminoácido
grupo amino _ NH2  C  H

(CD) (Carbono alfa) radical

Con respecto al grupo R (radical), éste hace la diferencia entre los aminoácidos presentes en las proteínas, los cuales son los siguientes, cabe hacer notar que se ha encerrado en un cuadro todos los grupos -R de los aminoácidos para que puedas reconocerlos más fácilmente, en cada uno de los amonoácidos se incluye su nombre, su abreviatura de tres letras y el símbolo de una letra:

Los aminoácidos se han clasificado en varias formas, pero la clasificación que parece tener mayor relevancia es la que los agrupa según la polaridad del grupo -R, ya que muchos de las propiedades y la estructura de las proteínas dependen de esa polaridad.

Alanina Glicina Valina Serina Leucina Treonina Isoleucina Tirosina

Aminoácidos

Metionina Aminoácidos Cisteína no polares

Fenilalanina polares Asparagina Triptofano Glutamina Prolina

Lisina Aminoácidos Ácido aspártico Aminoácidos Árginina ácidos Acido glutámico básicos Histidina En todos los aminoácidos anteriores el grupo amino ésta unido al carbono inmediato al grupo carboxilo, a éste se le conoce como carbono D y por tanto los anteriores son D aminoácidos.

  1. Dibuja las estructuras de los aminoácidos agrupándolos según la polaridad del grupo -R.
  2. Identifica a los grupos funcionales que antes conocías e investiga sus características.
  3. Investiga que es un aminoácido esencial.

Como ya se menciono, los grupos radicales les proporcionan propiedades muy especiales a los aminoácidos, pero también los grupos amino y ácido tienen características notables, ya que si se encuentran en solución pueden ceder ó aceptar protones:

Estas características hacen que los aminoácidos se puedan encontrar en tres formas anteriores, de acuerdo a las características ácidas o básicas del medio. Por ejemplo para la alanina.

Aunque los conceptos de ácido y base los conocerás adecuadamente hasta el siguiente curso de química, te bastará reconocer a los aminoácidos como unidades que pueden tener carga positiva (catión), carga negativa (anión) o sin carga (iones dipolares). Esto es importante en la estructura de las proteínas, ya que cargas contrarias se atraen y cargas iguales se repelen en la formación de los polímeros de los aminoácidos.

2.4.2 ENLACE PEPTÍDICO

Cuando dos aminoácidos reaccionan entre sí, pueden unirse para formar enlace peptídico, este enlace es en realidad una amida sustituida producida de la reacción entre un ácido carboxílico y una amina.

En el caso de los aminoácidos:

En esta reacción se ha formado lo que se conoce como dipéptido:

A este dipéptido se le puede unir otro aminoácido para formar un tripéptido.

y al anterior otro aminoácido para formar un tetrapéptido y así sucesivamente se puede formar pentapéptidos, hexapéptidos, eptapéptidos, etc.

Para que entiendas mejor acerca de la estructura de peptidos te presentamos el siguiente depéptido con aminoácidos tomados de la lista anterior:

En los péptidos existe una serie de cualidades importantes que deben tomarse en cuenta:

 En el dipéptido anterior participan valina y cisteína pero la primera quedó con su grupo -NH2 libre mientras que en la segunda queda su grupo -COOH libre y por lo tanto el dipéptido se denomina valilcisteína o simplemente NH2 -Val – CyS -COOH debido a que siempre se pone como primer aminoácido de un péptido al que tiene su grupo -NH2 libre. Es diferente al dipéptido NH2 -CyS – VaL – COOH.

 Los grupos radicales (-R) siempre estarán unidos hacia el carbono D.

 Normalmente los grupos carboxilo, amino, tiol, etc. pueden tener carga.

 Los enlaces C – C sencillos o C – N sencillos pueden girar libremente, pero cuando se forma un enlace peptídico el enlace -C-N- se convierte en una estructura que ya no puede girar.

 Las cargas formadas por los grupos funcionales pueden causar atracciones o repulsiones.

 La polaridad de los grupos -R pueden producir la formación de puentes de hidrógeno

o interacciones entre todos los átomos de la molécula y por tanto ésta puede doblarse o girar hasta alcanzar una configuración estable.

 Lo anterior es extensivo para dipéptidos, tripéptidos, tetrapéptidos, etc.

Otro ejemplo de un péptido es el siguiente:

 Contiene 6 aminoácidos y por lo tanto es un hexapéptido.

 El aminoácido con un grupo -NH2 libre es la alanina de aquí que su nombre sea alanil -glicil-seril-tirosol-aspartil-lisina o abreviado NH2-Ala-Gly-Ser-Tyr-Asp-Lys-COOH.

El acomodo de los aminoácidos de manera ordenada en un péptido o un polipéptido es lo que se conoce como su secuencia de aminoácidos o simplemente su estructura primaria.

De la estructura primaria de un péptido dependerá la forma que pueda tener en el espacio y de ahí también su funcionalidad.

Existe un aminoácido en particular -la cisteína- que puede enlazarse a sí mismo formando un puente covalente que puede estar dentro de una o uniendo dos cadenas de aminoácidos distintos.

Investiga y dibuja las estructuras de pequeños péptidos de importancia biológica.

La formación del enlace disulfuro es importante en la estructura de péptidos y proteínas debido a que ésta se efectúa por el grupo -R de la cisteína y es independiente de los peptídicos que existen en una cadena de aminoácidos.

Algunos péptidos pueden presentarse en forma libre en la naturaleza con funciones importantes tales como la anserina y la carmosina presentes en tejidos musculares, el glutation que es importante agente reductor para muchas células, la oxitocina, la vasopresina, angiotensina, y la somatostatina ya que tienen funciones hormonales en tejidos animales, la bacitrocina A y la gramicidina y la penicilina son potentes antibióticos. Asimismo, se han encontrado algunos péptidos como neurotransmisores, receptores membranales o inmunodepresores.

Existen péptidos sintéticos que han resultado de gran utilidad como el aspartame (ácido Aspártico) que es un potente agente endulcolorante y que se conoce comercialmente como nutrasweet o Equal según su presentación.

2.4.3 CLASIFICACIÓN DE LAS PROTEÍNAS

Las proteínas son polipéptidos que debido a su estructura y componentes cumplen con una serie de funciones biológicas muy importantes. Debido a la variedad de aminoácidos presentes es infinita la variedad de estructuras proteícas posibles.

Las proteínas pueden clasificarse utilizando diferentes criterios, uno de ellos es de acuerdo a su estructura, otro es por su composición y uno más es de acuerdo a la función que cumplen dentro de un organismo.

En función de su estructura las proteínas pueden ser fibrosas o globulares. Las primeras generalmente son estructuras alargadas que contienen varias cadenas polipeptídicas entrelazadas formando fibras, y las segundas son estructuras compactas y casi esféricas variando hasta formas elípticas ligeramente alargadas donde el grado de compactación depende de las propiedades de los aminoácidos que las forman.

De acuerdo con su composición, las proteínas se clasifican en simples (las que solo contienen aminoácidos) y conjugadas, estas últimas contienen un componente no peptídico en su estructura llamado grupo proteíco. Las proteínas conjugadas se nombran de acuerdo a su grupo proteíco, asi hay glucoproteínas cuyo grupo proteíco es un carbohidrato, lipoproteínas donde hay lípidos, metaloproteínas que contienen un metal, fosfoproteínas, las cuales contienen fosfato y algunas otras.

La serie de funciones que pueden tener las proteínas es bastante variada. En este caso se clasifican según la siguiente tabla:

Tabla 8. Clasificación y funcion de las proteínas

Tipo de proteína Función
Enzimas Catalizador de reacciones, es decir, acelerar o disminuir la velocidad de las reacciones catábolicas.
Estructuras Dan apoyo estructural a diferentes células ó tejidos, dando una determinada forma o rigidez.
Contráctiles Pueden contraerse o relajarse reversiblemente, con gran importancia en los músculos.
Transportadoras Llevan alguna sustancia de un lugar a otro, por ejemplo la hemoglobina que transporta el oxígeno a través de la sangre.
Hormonas Controlan y regulan las actividades dentro de la célula .
De reserva Sirve como almacen de aminoácidos de energía cuando alguna célula lo requiere.
Toxinas Son producidas por algún tipo de célula y causan daños a otra especie.
De la visión Proteínas sensibles a la luz que participan en los fenómenos asociados con la vista.
Factores de crecimiento Participan en la velocidad de crecimiento y división celular.
Protectores Dan protección a un organismo en contra de moléculas extrañas: bacterias ó virus.

Existe una cantidad aún mayor de funciones en las que participan las proteínas pero muchas de ellas son especializadas que necesitaríamos de un texto completo para explicarlas.

Las anteriores te bastarán para que te des una idea de la importancia de las proteínas en el funcionamiento de los organismos.

2.4.4 ESTRUCTURA DE LAS PROTEÍNAS

A continuación abordaremos la estructura de las proteínas de acuerdo con los aminoácidos que las componen y de las interacciones entre ellos. Dicha estructura se agrupa en diferentes niveles que depende del grado de organización que contiene y se conocen como estructura primaria, secundaria, terciaria y cuaternaria de las proteínas.

a) Estructura Primaria

Se conoce como estructura primaria de una proteína a la secundaria de amoniácidos que contiene, en otras palabras la ordenación de éstos a los largo de una cadena polipeptídica.

Hasta la fecha se ha podido determinar las estructuras primarias de un buen número de proteínas de diferentes especies y se han encontrado los siguientes resultados:

 No existe ninguna secuencia parcial o grupo de secuencias que sean comunes en todas las proteínas.  Ya se han detectado todas las combinaciones posibles de dos aminoácidos sucesivos.

 Las proteínas con funciones diferentes tienen secuencias distintas, aunque suelen existir algunas excepciones.

 Las proteínas con funciones iguales tienen secuancias similares, el grupo de variación de una secuencia a otra es mínimo, a esto de le conoce como homología secuencial.

 Las proteínas que tienen la misma función pero en diferentes organismos llamadas proteínas homólogas tienen enormes similitudes secuenciales. Cuando las especies son muy cercanas entre sí se ha llegado a encontrar una homología total.

 Dentro de los individuos de una misma especie casi siempre existe la misma secuencia de aminoácidos en sus proteínas.

b) Estructura secundaria

Una cadena polipeptídica contiene un esqueleto formado por aminoácidos donde siempre se va a encontrar la siguiente ordenación N-CD-C que se repite muchas veces a lo largo de la cadena

N – CD – C -N – CD – C – N – CD – C ……

carbono carbonílico

Nitrogeno del grupo amino

En este, como entodos los casos de las estructuras tienen dimensiones y sus representaciones en un plano no puedan reflejar fácilmente su estructura tridimensional.

La cantidad de ordenaciones que pueden tomar las cadenas de aminoácidos a lo largo de un eje imaginario es muy grande, sin embargo se ha demostrado que, particularmente, dos estructuras son muy comunes, a éstas se le ha llamado estructuras D-hélice (ó simplemente D) y estructura E-laminar (ó simplemente E). Estas estructuras, es decir la ordenación de los aminoácidos a lo largo de un eje imaginario es lo que conoce como estructura secundaria.

La estructura secundaria se explica en función de las interacciones entre los grupos funcionales de los aminoácidos y del tamaño de sus radicales.

c) Estructura terciaria

Además de la formación de láminas o estructuras helicoidales en las proteínas se puede dar una serie de giros o curvaturas que pueden producir estructuras esféricas de las proteínas globulares o mantener alargadas y asociadas formando a las proteínas fibrosas.

Las estructura terciaria de una proteína se refiere precisamente a la forma en el espacio, fibrosa o globular de las proteínas.

Las proteínas fibrosas están compuestas por la asociación de varias cadenas polipeptídicas (que pueden tener estructura D o E) para formar una fibra que es resistente, fuerte y generalmente tiene función estructural.

Figura 26. Representación de tres cadenas polipeptídicas enlazadas.

Dos cadenas polipeptídicos enlazadas formando una fibra (estructura terciaria), cada una de ellas tiene sus cadenas con estructuras x helicoidal (estructura secundaria).

Las proteínas fibrosas generalmente son muy insolubles en agua y algunos ejemplos de ellas son las queratinas, el colágeno, el fibrinógeno, las elastinas y las mioscinas.

Investiga en donde se encuentran las proteínas fibrosas mencionadas.

Las proteínas globulares son mucho mas pequeñas en tamaño pero mucho más variadas en cantidad y funciones, son proteínas globulares las enzimas, las transportadoras y las protectoras, entre otras.

Las cadenas de aminoácidos que pueden ser D o E se curvan hasta la formación de glóbulos que pueden ser como muestra en las siguientes figuras:

Figura 28. Diversas conformaciones de proteínas globulares. Figura 29. Interacciones comunes que estabilizan a las proteínas globulares.

La función de las proteínas globulares generalmente es muy dinámica porque pueden estar cambiando de posiciones las interacciones que los estabilizan como son los puentes de hidrógeno, dipolos, atracciones entre cargas contrarias, etc. Normalmente son muy solubles en agua e insolubles en solventes de baja polaridad. Las interacciones que los estabilizan pueden romperse por calentamiento, produciéndose polipéptidos sin estructura definida. A este fenómeno se le conoce como desnaturalización y es muy importante en los alimentos, ya que cuando conocemos algún alimento desnaturalizamos sus proteínas y se hacen más digeribles ó asimilables debido a que nuestro organismo no necesita de las proteínas tal cual, sino de los aminoácidos contenidos en ellas.

d) Estrutura cuaternaria

Las proteínas globulares a veces se agrupan entre sí fromando conglomerados de 2 o más estructuras. Esto es a lo que se le conoce como estructura cuaternaria de una proteína. Por ejemplo la hemoglobina contiene 4 glóbulos o subunidades, y por lo tanto estructura cuaternaria.

Figura 30. Representación de la estructura cuaternaria de una proteína.

Cada subunidad contiene un grupo hemo que funciona como transportador de oxígeno en la sangre.

No olvides que las …

AMINOÁCIDOS

ENLACES PEPTÍDICOS

CLASIFICAN ESTRUCTURAS

ENLACES PEPTÍDICOS

GRUPOS FUNCIONALES

como son

ÁCIDO AMINO ( -COOH ) ( -NH2 )

NO POLARES

POLARES

BÁSICOS

ÁCIDOS

de tipo formados

PRIMARIAse clasifican en

AMINOÁCIDOS ENTRE SÍ

TEJIDOS MUSCULARES

CUATERNARIA

ESTRUCTURA COMPOSICIÓN FUNCIÓN

ya que son

FIBROSAS GLOBULARES SIMPLES CONJUGADAS

de forma con forma contienen tienen componentes

ALARGADA ESFÉRICA AMINOÁCIDOS

NO PEPTÍDICOS

“BIOMOLÉCULAS”

Objetivo

Identificar carbohidratos, lípidos y proteínas en diferentes alimentos mediante reacciones especificas para clasificar los alimentos según sus nutrientes.

Cuestionario de conceptos antecedentes

1) ¿Qué son las biomoléculas?

2) ¿Cuáles son las biomoléculas?

3) ¿Cómo se forman los enlaces glucosídico y peptídico?

Experimento I Objetivo

Extraer los carbohidratos de muestras de alimentos para identificarlos en el laboratorio.

Hipótesis

Redactar una hipótesis que involucre la presencia de carbohidratos en los alimentos.

¿Qué necesitas?

Materiales Sustancias

  • 1 mortero con pistilo ☞ 10 ml de disolución de cloroformo-etanol
  • 5 vasos de precipitado de 100 ml 111
  • 1 probeta de 50 ml ☞ 5 ml de hidróxido de sodio 2N
  • 2 probetas de 5 ml ☞ 5 ml de Reactivo de Biuret
  • 2 pipetas de 5 ml ☞ 2 ml de lugol
  • 1 mechero de alcohol ☞ 50 g. de arroz
  • 1 soporte universal ☞ 1 huevo
  • 1 anillo metálico ☞ 1 papa
  • 1 tela de alambre de asbesto ☞ 1 aguacate
  • 1 embudo de reparación de 125 ml ☞ 50 ml de leche
  • 1 embudo talle corto ☞ 1 barra de chocolate
  • 1 agitador de vidrio
  • 2 tubos de ensaye 10×100 mm.
  • 3 tramos de papel filtro de poro grande
  • 2 probeta de 10 ml

Prevención y seguridad

La indicada para el trabajo con material de vidrio y mechero de alcohol.

Cloroformo.- Líquido incoloro, volatil inflamable y muy tóxico. Su inhalación provoca náuseas, dolor de estómago e inconciencia por sus propiedades anestésicas. Los vapores irritan los ojos causando conjuntivitis es venenoso si se ingiere.

Etanol.- Líquido incoloro muy volatil inflamable de olor agradable, poco tóxico por ingestión.

Hidróxido de sodio.- Base fuerte, tóxico y muy corrosivo irritación severa al contacto con la piel. Por ingestión causa corrosión gastrointestinal grave.

¿Cómo hacerlo?

Cada equipo trabajará un alimento diferente y el equipo se dividirá en dos partes, una parte realizará el experimento I y la otra parte el experimento II.

Los alimentos se preparan de la siguiente forma:

Sólidos.- se muelen aproximadamente 10 g en el mortero hasta obtener un granulado fino y se agregan 50ml de agua.

Semisólidos.- se muelen en el mortero aproxmadamente 10 g hasta obtener una pasta suave, homogénea y se le agregan 50 ml de agua.

Líquidos.- se toman 10 ml y se agregan 50 ml de agua. En todos los casos se filtra la mezcla y se forman 20 ml del filtrado para el experimento I y 30 ml para el experimento II.

Calentar 20 ml de filtrado de la mezcla con un mechero de alcohol por 4 minutos y volver a filtrar.

Agregar al filtrado 10 ml de la mezcla cloroformo-alcohol 1:1 y mezcla cuidadosamente con el agitador de vidrio.

PRECAUCIÓN

La disolución cloroformo-etanol es inflamable no la uses cerca del mechero de alcohol cuando este encendido.

Coloca la mezcla en el embudo se reparación de 125 ml para separar la fase colofórmica de la fase acuosa.

Anillo metálico Fase acuosa Fase cloroformica

Figura 31. Método de separación de la mezcla.

Desecha la fase clorofórmica.

Coloca la fase acuosa en un vaso de precipitados de 100 ml y agrégale 5 ml de hidróxido de sodio 2N.

Reparte la mezcla en los tubos de ensaye y agrega a uno 2 ml de reactivo de Benedict y al otro 2 mL de lugol. Observa los cambios en los tubos y regístralos.

Registro de observaciones

Describe la reacción que ocurre en cada tubo. Tubo de Benedict.

Tubo de Lugol

Experimento II Objetivo

Extraer los lípidos y las proteínas de muestra de alimentos para identificarlos en el laboratorio.

Hipótesis

Elabora una hipótesis que consideres la presencia de lípidos y proteínas en los alimentos.

¿Qué necesitas?

Materiales Sustancias

  • 1 vaso de precipitados de 500 ml ☞ 15 ml de ácido clorhídrico 6N
  • 3 vasos de precipitados de 100 ml ☞ 10 ml de cloroformo
  • 4 probeta de 20 ml ☞ 10 ml de ácido sulfúrico concentrado
  • 1 embudo de separación de 125 ml ☞ 10 ml de hidróxido de sodio 2N
  • 1 soporte universal ☞ 2 ml de reactivo de Biuret
  • 1 anillo metálico
  • 1 tela de alambre con asbesto
  • 1 mechero de alcohol
  • 1 pipeta de 5 ml

Prevención y seguridad

La indicada para trabajar con material de vidrio y mechero de alcohol.

Ácido sulfúrico.- Líquido aceitoso, sin olor, ni color, muy corrosivo sobre todos los tejidos del cuerpo. La inhalación de sus vapores causa graves daños pulmonares. El contacto con ojos puede causar ceguera y su ingestión causa severos daños al aparato digestivo.

Ácido clorhídrico.- Líquido amarillento desprende vapores que irritan al sistema respiratorio, causa quemaduras grave a la piel, su ingestión provoca daños severos al aparato digestivo.

Cloroformo.- Líquido incoloro, inflamable y muy tóxico. Su inhalación provoca náuseas, dolor de estómago e inconciencia por sus propiedades anestésicas. Los vapores irritan los ojos causando conjuntivitis, es venenoso si se ingiere. Hidróxido de sodio.- Tóxico y muy corrosivo, irritación severa al contacto con la piel. Por ingestión causa corrosión gastrointestinal grave.

¿Como hacerlo?

Coloca 30 ml del filtrado de la muestra de alimento en un vaso de precipitados de 100 ml agrega 15 ml de ácido clorhidrico 6N y calienta por 6 minutos con mechero de alcohol.

PRECAUCIÓN

Recuerda que el ácido sulfurico es muy tóxico, evita la inhalación de sus vapores, su ingestión y el contacto con la piel. Si sufres algún derrame en la piel, lávate con abundante agua inmediatamente y avísale al responsable de laboratorio.

Enfría con baño de agua y agrega 10 ml de cloroformo.

Coloca la mezcla en el embudo de separación para separar la fase clorofórmica de la acuosa para utilizar los dos.

Agrega 10 ml de ácido sulfúrico concentrado a la fase clorofórmica y calienta con el mechero de alcohol por 10 minutos, observa la reacción y registrala.

PRECAUCIÓN

El ácido sulfúrico es muy corrosivo evita a la inhalación de sus vapores, su ingestión y el contacto con la piel u ojos. Si sufres algún derrame en la piel, lava rápidamente la zona afectada con abundante agua y llama inmediatamente al responsable de laboratorio.

También recuerda que el cloroformo es muy volátil e inflamable además de muy tóxico evita su inhalación y su ingestión.

Agrega 10 ml de hidróxido de sodio 2N a la fase acuosa. Finalmente agrega 2 ml de reactivo de biuret y calienta por 5 minutos. Observa lo que ocurre y regístralo.

Registro de observaciones

Describe el aspecto del producto final de la reacción en la fase clorofórmica.

Describe el aspecto del producto final de la reacción en la fase acuosa.

Cuestionario de reflexión

1) ¿Fueron iguales los resultados con todos los alimentos?

2) ¿Cualquier alimento dará igual resultado en cada reacción?

3) ¿Qué significa que en el primer tubo de ensaye del experimento I, se observe coloración roja?

4) ¿Qué significa que en el segundo tubo de ensaye en el experimento I, se observe coloración azul?

5) ¿Por qué en algunos casos no se observó coloración amarilla al calentar la fase clorofórmica en el experimento II?

6) ¿Por qué se observó coloración violeta en algunos casos en la última reacción de la fase acuosa en el experimento II?

CONCLUSIONES

Considera el cuestionario de reflexión al contrastar hipótesis con los resultados.

Hasta este momento sabes que…

x Monosacáridos Carbohidratos x Disacáridos de reserva

x Polisacáridos estructurales

x Ácidos grasos x Acilglicéridos x Fosfoglicéridos

Lípidos x Ceras x Terpenos x Esteroides Fibrosas Globulares

BIOMOLÉCULAS x Simples

x Conjugados

Proteínas Transportadoras, Hormonas de reserva y del Crecimiento, x Estructura primaria x Estructura secundaria x Estructura terciaria x Estructura cuaternaria

Con estas actividades podrás poner en práctica los conocimientos adquiridos hasta este momento, por lo que te pedimos que realices todo lo que se te solicita.

  1. ¿Qué son los carbohidratos?.
  2. Explica cuál es la función que desempeñan los carbohidratos dentro de las biomoléculas.
  3. Anota en los renglones el nombre de 5 carbohidratos.
  4. ¿Qué son los anómeros?.
  5. Explica cuál es la función de los siguientes polisacáridos. a) Celulosa:
a) b)
c) d)
e)

b) Quitina:

6. Menciona qué son los lípidos y anota 5 ejemplos de ellos:

  1. Explica qué son los esteroides, así como las funciones que desempeñan.
  2. Menciona qué son las proteínas y cómo estan constituídas.
  3. Describe cuál es la función de las siguientes proteínas: a) Enzimas:

b) Hormonas de Reserva:

c) Toxinas:

Como una forma de retroalimentación hemos diseñado este apartado, en el cual podrás corroborar aciertos y/o errores que pudiste haber tenido durante las Actividades Integrales.

  1. Los carbohidratos son compuestos que contienen carbono, hidrógeno y oxígeno.
  2. Básicamente las funciones que desempeñan los carbohidratos son dos: Estructural, que consiste en sostener (como las plantas y otras estructuras), y Reserva, que proporcionan energía o son almacenados para formar otras moléculas.
3.
a) Digliceraldehido b) Dihidroxiacetona
c) Glucosa d) Ribosa
e) Galactosa
  1. Los anómeros son monosacáridos que se presentan en forma cíclica, esto les proporciona una cualidad muy importante para la reactividad química.

a) Celulosa: sirven para dar fuerza y rigidez a las plantas, la madera, el heno y el algodón, los cuales están constituidos, principalmente, por celulosa.

b) Quitina: sirve para manterner erguidos a organismos invertebrados (la langosta, insectos, etc.), en los que nos existen huesos para sostener sus estructuras.

6. Lípidos: compuestos que generalmente son insolubles en el agua por lo que se les conoce como grasas o ácidos grasos.

Ejemplos:-Ácido Laurico.

-Acido Esteárico.

Ácido Palmítico.
Ácido Oleico
Ácido Linoleico.
  1. Los esteriodes son lípidos, es decir que son insolubles al agua, y tienen funciones tales como: hormonas sexuales, agentes emulsificantes para la digestión, como reguladores metabólicos, entre otros.
  2. Las proteínas son grupos de biomoléculas constituidas por largas cadenas de aminoácidos unidos entre sí por medio de un enlace llamado peptídico.

a) Enzimas: sirven para catalizar reacciones, es decir, acelerar o disminuir la velocidad de éstas.

b) Hormonas de Reserva: sirven para controlar las actividades dentro de la célula, también como almacén de aminoácidos y de energía, esto cuando la célula lo requiere.

c) Toxinas: En realidad son producidas por algún tipo de célula y causan daños a otra especie.

se dividen en

el

donde se contempla el

donde se abordan los

la

son y la

se dividen en donde se considera su

y su

de los

En este apartado podrás poner en práctica los conocimientos que has adquirido a lo largo del fascículo, por lo tanto te invitamos que realices lo siguiente:

  1. Menciona qué es una macromolécula sintética.
  2. ¿Cómo se clasifican las macromoléculas sintéticas?.
  3. Menciona ¿qué tipo de enlaces se pueden encontrar dentro de las macromoléculas sintéticas?.
  4. Define qué es una biomolécula ó macromolécula natural.
  5. ¿Cómo se clasifican las biomoléculas?.
  6. Menciona ¿cuál es la diferencia entre macromoléculas sintéticas y macromoléculas naturales (biomoleculas)?.

La Autoevaluación está diseñada para que puedas verificar si tus respuestas (en las Actividades de Consolidación) fueron correctas o no.

  1. Las Macromoléculas Sintéticas son constituyentes del material que forma la mayor parte de los objetos que son sintéticos, ejemplo de ello son los tipos de plástico que existen.
  2. Las Macromoléculas Sintéticas se clasifican en:  Polímeros  Termoplásticos.  Elastómeros.
    1. Los diferentes tipos de enlace que se pueden presentar dentro de las
    2. Macromoléculas Sintéticas encontramos:  Puentes de hidrógeno.  Fuerzas Dipolo-Dipolo.  Fuerzas de London.
  3. Las biomoléculas o Macromoléculas Naturales son constiyentes de nuestras células y tienen la capacidad de preservar la vida.
  4. Las biomoléculas se clasifican en:  Carbohidratos.  Monosacáridos.  Disacáridos.  Polisacáridos.  Almidones y Glucógenos.  Ácidos Grasos.
  5. La diferencia principal que existe entre las Macromoléculas Sintéticas y las Macromoléculas Naturales, es que en las primeras (como su nombre lo dice) están constituidas por estructuras sintéticas, en tanto que en las otras, se encuentran estructuras organicas. Cabe hacer notar que en ambos casos los elementos que integran dichas estructuras son carbono (C), hidrógeno (H) y oxígeno (O).

Agente emulsificante: Sustancia que hace la mezcla de sustancia inmiscibles. Anabólico: Sustancia que facilita la síntesis de componentes útiles en las funciones

vitales

Antiinflamatorio: Compuesto que inhibe la inflamación de los tejidos.

Antibiótico: Sustancia que participa en la transmisión de los impulsos nerviosos.

Arterioesclerosis: Endurecimiento de las membranas de las arterias, producidas por la

acumulación de grasas. Afecta la circulación de la sangre.

Células Eucarióticas: Células cuyos componentes u organelos están por membranas.

Combustible: Material que arde cuando se combina con el oxígeno para formar óxidos

de carbono, agua y calor. Compuesto orgánico: Compuestos del carbono o compuestos formados por cadenas de átomos de carbono. Densidad: Medida de la masa por unidad de volumen. Generalmente expresada en gramos por centímetro cúbico. Destilación: Proceso que consiste en hervir un líquido para formar vapor y luego condensarlo para formar nuevamente el líquido. Se usa para separar líquidos de sus impurezas. Destilación Fraccionada: Proceso de destilación en el que los compuestos que tienen diferentes temperaturas de ebullición pueden ser

separados.

Disacáridos: Carbohidrato formado por monosacáridos.

Diurético: Sustancia que favorece la secreción de orina.

Enlace Disulfuro: Enlace covalente que forma entre dos átomos de azufre.

Ésteres: Compuestos que presentan el grupo funcional ESTER. Resulta de la reacción

entre en ácido carboxílico y un alcohol.

Hidrocarburos: Compuestos que sólo tienen átomos de carbono e hidrógeno.

Hidrofílicas : Sustancia que presenta la propiedad de ser a fin por el agua.

Hidrofóbicas: Sustancia que presenta la propiedad de no ser afin al agua.

Hidrólisis: Ruptura de enlaces por la ación de agua.

Monómero: Compuesto que se une químicamente con otras de la misma especie para formar polímeros.

Monosacárido: Corbohidrato, que puede descomponerse en unidades más pequeñas.

Neurotransmisor: Sustancia que participa en la acción de la sinapsis.

Olefina: Nombre que antes daba a la familia de los alquenos; a ésta permanece el eteno o etileno.

Polisacáridos: Carbohidrato formado por más de dos monosacáridos.

Radical: Átomo o grupo de átomos que tienen uno o más electrones sin aparear.

Recursos no renovables: Son aquellos bienes o productos de la naturaleza que existen en cantidades fijas y, en consecuencia, disminuyen en razón directa al aprovechamiento que de ellos se hace. Por ejemplo el petróleo.

Recursos renovables: Son los bienes o productos que se encuentran en la naturaleza, se generan constantemente y cuya extinción puede evitarse, siempre que la humanidad los explote científica y racionalmente, como son: agua, aire, suelo, flora y fauna.

Regulador Metabólico: Compuesto que controla las reacciones de degradación y de síntesis dentro del organismo.

Saponificación: Reacción entre grasas o aceites e hiróxido de sodio ó base fuerte cuyo resultado es lo que llamamos jabón. Es una reacción de hidrólisis.

BADUÍ S. Química de los alimentos, Alhambra, Mexico, 1981.

BOHINSKI, R: Bioquímica. Fondo Educativo Interamericano, México, 1978.

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FESSENDEN, R. y S.S. Fessenden: Química Orgánica. Grupo Editorial Iberoamérica,

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FASCÍCULO 2


INTRODUCCIÓN 5

CAPÍTULO 1. ENLACE IÓNICO Y METÁLICO 7 PROPÓSITO 9

1.1. ENLACE QUÍMICO 11

1.1.1 Electrones de Valencia 11

1.1.2 Regla de Octeto 12 a) Representación de Lewis o Símbolos Electrónicos 14

1.1.3 Propiedades Periódicas de los Elementos 17

a) Radio atómico 17 b) Energía de ionización 19 c) Electronegatividad 21

1.2 TIPOS DE ENLACE 26

1.2.1 Enlace Iónico o Electrovalente 26

a) Propiedades de los enlaces iónicos o 28 electrovalentes

1.2.2 Enlace Metálico 30

a) Propiedades de los metales 30 b) Propiedades de los no metales 32

RECAPITULACIÓN 40 ACTIVIDADES INTEGRALES 41 AUTOEVALUACIÓN 43

CAPÍTULO 2. ENLACE COVALENTE 45 PROPÓSITO 47

2.1 MODELO DE LEWIS EN ELEMENTOS NO METÁLICOS 49

2.1.1 Modelo de Enlace Covalente 50

2.1.2 Excepciones a la Regla del Octeto 56

2.1.3 Electronegatividad y polaridad 57

2.2 ESTRUCTURA MOLECULAR 59

2.3 ENLACE COVALENTE EN LOS COMPUESTOS DE CARBONO 64

2.3.1 Grupos Funcionales 64 a) Alcoholes 65 b) Aldehídos y Cetonas 72 c) Ácidos carboxílicos 76 d) Aminas 79 RECAPITULACIÓN 92 ACTIVIDADES INTEGRALES 93 AUTOEVALUACIÓN 97 RECAPITULACIÓN GENERAL 100 ACTIVIDADES DE CONSOLIDACIÓN 101 AUTOEVALUACIÓN 103 ACTIVIDADES DE GENERALIZACIÓN 105 GLOSARIO 106 BIBLIOGRAFÍA CONSULTADA 108

Cuando dos o más átomos se unen decimos que se presenta un enlace químico, dentro de estos enlaces intervienen un intercambio de electrones de valencia, los cuales se pueden representar mediante la estructura de Lewis o símbolo electrónico. Sin embargo, para poder entender este intercambio es necesario tener presente algunas de las propiedades de los elementos, tales como el radio atómico, la energía de ionización y la electronegatividad. Dentro de los enlaces químicos se identifican tres tipos de enlaces:

En enlace iónico o electrovalente, el cual se origina en el momento en que reacciona un metal con un no metal, ejemplo de ello es el cloruro de litio (LiCl) que se encuentra en las aguas minerales, o el cloruro de potasio (KCl) que normalmente, se encuentra en las aguas purificadas comerciales.

Enlace Metálico, se observa cuando dos o más metales se unen, un ejemplo claro son las amalgamas, utilizadas por los dentistas, esta aleación consta de una proporción de plata (Ag) por otra de zinc (Zn). A partir de que tenemos esta unión podemos identificar características de los metales, tales como ser buenos conductores de corriente eléctrica, tienen brillo, entre otros.

Respecto a los enlaces covalentes tenemos que éstos se dan a partir de que un átomo comparte un par o más electrones con otros átomos, como ejemplo podemos mencionar los compuestos formados por el átomo de carbono, el cual tiene la propiedad de generar una gran gama de compuestos como son los alcoholes, los ácidos carboxílicos, los aldehídos, las cetonas, las aminas, entre otros.

En este fascículo tenemos como objetivo que identifiques los modelos de enlace existentes en los enlaces químicos; esto lo lograrás a partir de reconocer las propiedades físicas y químicas de la materia, aplicando: el sistema de representación de Lewis, prácticas de laboratorio y actividades relacionadas con dos enlaces iónico, metálico y covalente; con la finalidad de que puedas comprender las propiedades y estructuras de los compuestos, así como tener los antecedentes necesarios y poder adentrarte al estudio de interacción molecular.

ENLACES IÓNICO Y METÁLICO

1.1 ENLACE QUÍMICO

1.1.1 Electrones de Valencia

1.2.1 Regla de Octeto

1.1.3 Propiedades Periódicas de los Elementos

1.2 TIPOS DE ENLACE

1.2.1 Enlace iónico o Electrovalente

1.2.2 Enlace Metálico

En este capítulo identificarás los enlaces iónico o covalente y el enlace metálico; mediante la resolución de ejercicios y/o actividades relacionadas con la regla del octeto, las propiedades periódicas de los elementos y la realización de prácticas en laboratorio. Esto te permitirá predecir el comportamiento físico y químico de compuestos en donde intervienen enlaces iónicos y covalentes.

CAPÍTULO 1. ENLACES IÓNICO Y METÁLICO

1.1 ENLACE QUÍMICO

Al observar nuestro entorno veremos que está formado por gran variedad de materiales, constituidos, desde el punto de vista químico, por mezclas, compuestos, elementos, y sus átomos unidos por fuerzas de atracción que dan como resultado los enlaces químicos; pero como los responsables de la unión química son los electrones externos o electrones de valencia, es necesario entender la configuración electrónica de los elementos.

1.1.1 ELECTRONES DE VALENCIA

Los electrones de valencia, son aquellos electrones que se localizan en el último nivel de energía de un átomo, los cuales se pueden intercambiar a o compartir en los enlaces químicos. Por ejemplo:

Elemento Configuración electrónica Número de electrones
de valencia
n =1 n = 2 n = 3
Litio Li3 Carbono C6 Cloro Cl17 ls2 1s2 ls2 2s1 2s2 2p2 2s2 2p6 3s2 3p5 1 4 7

¿Qué es valencia?

Valencia es la capacidad de combinación de un átomo para formar compuestos. Así, la valencia del hidrógeno es uno, pues al combinarse siempre forma un enlace, como por ejemplo:

La fórmula del agua es H2O, en donde el oxígeno presenta dos enlaces.

H H En el caso del hidruro la valencia del litio es uno, ya que su fórmula es: Li H Li – H

Observa que la valencia del litio coincide con su número de electrones de valencia (Li3=1s2 2s1) En la fórmula del metano se observa que el carbono tiene una valencia de cuatro, lo que

también coincide con su número de electrones de valencia (C6 = ls2 2s2 2p2).

METANO (CH4) H

H

C

H

H

1.1.2 REGLA DEL OCTETO

En 1916 Gilbert M. Lewis y Walther Jossel propusieron esquemas muy similares para explicar el enlace entre los átomos, pues ambos establecieron que los átomos interaccionan para modificar el número de electrones en sus niveles electrónicos externos en un intento de lograr una estructura electrónica similar a la de un gas noble, teoría que se conoce como regla del octeto.

La estructura de un gas noble consta de ocho electrones en el nivel más externo, con excepción del helio, en los que el nivel completo consiste sólo de los electrones. Así, de acuerdo con la forma más simple de la regla del octeto, los niveles electrónicos más externos de la mayoría de los átomos, al combinarse, tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta que el número total de electrones es igual a ocho.

¿Qué elementos son considerados como gases nobles?

Lewis y Kossel afirmaron también que todos los gases nobles tienen completos los electrones en sus órbitas, por lo cual concluyeron que esta estructura explicaba la inactividad química de estos elementos y que la tendencia a lograr estructuras electrónicas similares a los gases nobles explicaba los enlaces químicos de todos los compuestos.

Ejemplos. El átomo de sodio tiene una energía de ionización baja y puede perder fácilmente su electrón del subnivel 3s: ls2 2s2 2p6 3s1

ls2 2s2 2p6 + eÁtomo de sodio. Ion de Sodio

Na 3s1

Na + e+ EI

Observa que la estructura del ion de sodio es igual a al que tiene el gas de neón (Ne10=ls2 2s2 2p6), que tiene gran estabilidad.

Otros elementos ganan electrones para llenar con ocho electrones su último nivel, característica que se presenta con los no metales; por ejemplo, el cloro necesita un electrón par completar su octeto.

1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 + e1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

Átomo de cloro Ion de cloro Cl0 Cl3s2 3p5

+ e

Cl

octeto completo

Figura 1. En este caso, la estructura electrónica del ion de cloro es igual a la del gas noble Argón (Ar 18) (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6).

a) Representación de Lewis o símbolo electrónico.

Gilbert M. Lewis propuso un sencillo sistema para representar las estructuras moleculares, el cual establece el uso del símbolo del elemento a utilizar y puntos que representan a los electrones de valencia.

Ejemplos

El sodio (Na) tiene 11 electrones, los cuales están distribuidos en las órbitas de Bohr, y como la última órbita alberga un electrón, su símbolo de Lewis es:

Na11

1s2 2s2 2p6 3s1

3s1

Na

Símbolo de Lewis

Distribución de los electrones en las órbitas de Bohr.

En este ejemplo podemos observar que el símbolo Na representa al núcleo del átomo junto con todos sus electrones, excepto la capa u órbita en donde se encuentran los electrones de valencia, que en este caso es uno.

Otro ejemplo es el de Bromo (Br) que tiene 35 electrones, los cuales están distribuidos en los subniveles, y como la última órbita alberga a siete electrones, su símbolo de Lewis es:

Br35

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

Br

Símbolo de Lewis

Distribución de los electrones del bromo en las diferentes órbitas.

Si tomamos en cuenta el número de los elementos representativos de la tabla periódica y le restamos 10 si es que es mayor de diez, obtenemos el número de electrones correspondientes al último nivel. Por ejemplo, los elementos representativos de cada grupo tienen los siguientes símbolos de Lewis:

1 2 13 14 151617 18

Nota: En los enlaces químicos podrás observar que la representación que se hace mediante el símbolo de Lewis es por medio de puntos ( ) y equis (x), esto con la finalidad de mostrar la cantidad de electrones que se han cedido a un átomo

a) Ca20

b) S16

c) Ag47

1.1.3 PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS

Algunas propiedades medibles de los átomos muestra una variación periódica en el número atómico, características que se van describiendo mediante la variación de propiedades como el radio atómico, la energía de ionización y la electronegatividad (cabe hacer mención que existen más propiedades), que nos ayudarán a explicar el comportamiento de los elementos químicos.

a) Radio atómico

Hablar del tamaño de un átomo es bastante impreciso, puesto que la nube electrónica que rodea al núcleo no posee un límite definido ya que se desvanece gradualmente. Además, no es posible separar, estudiar y medir un átomo aislado; sin embargo, la distancia del enlace entre los núcleos de dos átomos que se encuentran unidos entre sí se pueden medir de varias maneras. De estas distancias de enlaces se derivan los radios atómicos.

El tamaño efectivo de un átomo puede variar según el enlace y el tipo de átomo con el que se encuentran unido; estas variaciones son muy pequeñas. En términos generales se puede considerar que el radio atómico es la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos iguales unidas entre sí.

Figura 2. Partiendo de la idea de que el átomo tiene una forma esférica el radio atómico sería de esta manera.

¿Cómo varía el radio atómico en un período?

En general, los radios atómicos de los elementos dentro de un periodo disminuyen al aumentar la carga nuclear (figura 3), disminución que se da porque en la medida en que aumenta la carga positiva en el núcleo se ejerce una fuerza de atracción mayor sobre los electrones, haciendo que el átomo sea más pequeño. Por lo tanto, el tamaño de los átomos se hacen progresivamente menor de izquierda a derecha dentro de cada periodo.*

* Nota. Recuerda que los átomos del tercer periodo van llenando los subniveles 3s y 3p, o sea que sus electrones externos son todos de un nivel n = 3. Así, conforme la carga nuclear se incrementa (hacia la derecha del periodo), el tamaño atómico desminuye puesto que los electrones son atraídos con mayor fuerza hacia el núcleo.

0.186 nm 0.160 nm 0.143 nm 0.118 nm 0.110 nm 0.104 nm 0.099 nm

Figura 3. Radio atómico de los elementos del periodo 3. En general, el tamaño de los átomos del periodo disminuye al aumentar la carga nuclear. Un manómetro es de 1 x 10– 9 m.

¿Cómo varía el radio atómico en un grupo?

Si observas con detenimiento a los elementos del grupo 1 (metales alcalinos), podrás identificar que al aumentar el número atómico aumenta el nivel de energía que ocupa el electrón más externo y, por lo tanto, el radio atómico, lo cual significa un incremento en el número de protones, es decir, de la carga nuclear completa, factor que tiende a disminuir el tamaño atómico; sin embargo, esto se ve contrarrestado porque el número de electrones internos aumenta, también, de átomo en átomo en un grupo. Por consiguiente, en un mismo grupo el radio atómico aumenta de la parte superior a la inferior (figura 4).

0.152 0.186 0.231 0.244 0.262

Figura 4. Radio atómico en la familia de los metales alcalinos. El tamaño de los átomos en una familia aumenta de arriba a abajo, porque cada átomo contiene progresivamente más electrones en un nivel principal de energía más externo.

Con ayuda de la tabla periódica ordena de mayor a menor radio atómico los siguientes elementos: Ca, S, Br, Si, Sn.

b) Energía de ionización

Cuando un átomo neutroaislado en su estado fundamental absorbe energía un electrón puede elevarse de un nivel de energía a otro; pero si se suministra la energía requerida, el electrón se elimina por completo del átomo, formándose un ion positivo, proceso que recibe el nombre de ionización y la energía mínima requerida para llevarlo a cabo se denomina energía de ionización. Por lo demás, el electrón que tiene mayor posibilidad de ser removido de un átomo, es el más lejano.

Cuando un átomo asilado se encuentra esencialmente libre de la influencia de cualquier otro átomo cercano, ello significa que la ionización se realiza en estado gaseoso. De este modo, debido a que se puede eliminar más de un electrón de un átomo, la energía requerida para general el proceso se denomina primera energía de ionización (EI1).

M(g) + EI1

M+(g) + eAsimismo, la segunda energía de ionización (EI2) es la que se requiere para remover un segundo electrón, es decir: M+(g) + EI2

M2 + (g) + e

La energía de ionización se acostumbra expresarla en kilojoules por mol, lo que corresponde a la energía necesaria para ionizar un mol de átomos. Por ejemplo: Para una primera ionización del sodio:

Na + 496 KJ/mol

Na+ (g) + ePara una segunda ionización del sodio: Na+ + 4 565 KJ/mol

Na2+ (g) + eEl valor de la energía de ionización depende de varios factores.

La carga nuclear. Como la carga nuclear atrae a los electrones, es más difícil separar un electrón de un átomo con número atómico grande en un mismo periodo (tabla 1).

Radio atómico. Mientras más alejando esté un electrón de su núcleo, resulta más fácil separarlo del átomo, ya que la atracción es inversamente proporcional al cuadrado de la distancia, situación que se observa en un mismo grupo (tabla 1).

Efecto pantalla o protector. Los electrones internos de un átomo evitan que el núcleo atraiga con toda su efectividad a los electrones más externos. Por lo tanto, a mayor cantidad de electrones internos mayor efecto pantalla, y, por lo tanto, será más fácil separar a un electrón (tabla 2).

Tabla 1. Energías de ionización de algunos elementos*

Elemento Cantidades necesarias de energía (kJ/mol)
1o. e2o. e3o. e4o. e 5o.e-
H He Li Be B C En Nao 1 312 2 372 520 900 800 1 088 2 080 496 5 427 7 297 1 757 2 430 2 352 3 962 4 565 11 810 14 845 3 659 4 619 6 276 6 912 21 000 25 020 6 222 9 376 9 540 32 810 37 800 12 190 13 355

*Los valores se expresan en kilojoules por mol, mostrando las energías necesarias para sacar de uno a cinco electrones por átomo. Las cantidades subrayadas indican la energía necesaria para sacar un electrón de una estructura electrónica de gas noble.

Tabla 2. Primeras energías de ionización en un grupo y en un periodo (los valores de la energía de ionización están en KJ/mol).

De acuerdo con la tabla 1, explica por qué para eliminar un electrón de la última capa de flúor se necesita más energía de ionización que para eliminar un electrón de la última capa de sodio.

c) Electronegatividad

La electronegatividad es un índice que representa la tendencia de un átomo para atraer hacia sí electrones cuando se encuentran en un enlace químico. Esta teoría fue propuesta en 1932 por el químico estadounidense Linus Pauling, quien además destacó que la distribución de la nube electrónica de los electrones que forman un enlace varía, pues si A y B son dos elementos con electronegatividad semejante, ninguno de los dos atrae hacia sí los electrones de enlace:

A B

Por el contrario, si A es más electronegativo que B, entonces los electrones de enlace se carga hacia él.

A xB

Linus Pauling también desarrolló una escala de electronegatividades relativas, en la que se asignan un valor de 4.0 al flúor, que es el elemento más electronegativo de la tabla periódica.

En la siguiente tabla se puede observar que la electronegatividad relativa de los no metales es alta y la de los metales es baja: esta electronegatividad indica que los átomos de los metales tienen mayor probabilidad de perder electrones que los átomos de los no metales, pues mientras mayor sea el valor de la electronegatividad, mayor es la atracción hacia los electrones de enlace.

Es importante mencionar que en este caso los gases nobles no participan en la electronegatividad.

  1. ¿Por que el radio atómico de los elementos de un mismo periodo disminuye de izquierda a derecha?
  2. ¿Qué factores influyen en la energía de ionización?
  3. Con ayuda de la tabla de las propiedades periódicas (página anterior), orden de mayor a menor electronegatividad los siguientes elementos: Oxígeno (O8), Sodio (Na11), Azufre (S16), Criptón (Kr36), Bario (Ba56) y Carbono (C6). Si alguno de los elementos no cuenta con electronegatividad argumente porque.

______________________________

¿Por qué? ___________________________________________________________

4. De todos los elementos del segundo periodo (Li3 hasta Ne7) indica: a) Cuál tiene mayor electronegatividad?____________________________________ b) ¿Cuál el menor radio atómico? _________________________________________

c) ¿Cuál es el metal más activo?__________________________________________ d) ¿Cuál tiene la mayor energía de ionización? ______________________________

El enlace químico es el resultado de la unión que se da entre dos o más átomos. Sin embargo, los responsables de que dicho enlace se lleve a cabo son los electrones de valencia, los cuales se localizan en el último nivel de energía de cada átomo. Al respecto, Gilbert M. Lewis y Walter Jossel en 1916 plantearon que la mayoría de los átomos tenían la propiedad de ceder o recibir electrones, de tal manera que su última órbita tenga 8 electrones. A este planteamiento se le conoce como la regla del octeto.

Tiempo después, Lewis propuso una forma de hacer una representación atómica, en donde se hacía énfasis en los electrones de valencia.

Sin embargo, para poder entender qué es lo que sucede en cada uno de los diferentes enlaces se requiere conocer las propiedades que tiene cada uno los elementos que intervienen, por lo tanto se recomiendan algunas de ellas: radio atómico, energía de ionización y electronegatividad.

1.2 TIPOS DE ENLACE

En ocasiones, la forma en que los átomos completan sus octetos es mediante la compartición de electrones, lo que se observa en

Elemento Enlace

Así los enlaces químicos se clasifican en :

(En este capítulo estudiaremos dos tipos: de enlace el enlace iónico o electrovalente y el enlace metálico)

1.2.1 ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE

Cuando un metal reacciona con un no metal para adquirir la estructura de un gas noble inmediato, se transfieren uno o más electrones de los átomos del metal a los átomos del no metal y se forman un enlace iónico o electrovalente; los átomos de los metales se convierten en iones positivos o cationes por la pérdida de electrones, y los átomos de los no metales, al ganar electrones, forman iones negativos o aniones; los iones formados se atraen entre sí y se forma un enlace de naturaleza eléctrica. Por ejemplo:

Ca O Como se observa en este ejemplo el calcio (Ca20) cede los dos electrones que se encuentran en la órbita más externa, en tanto que el átomo de oxígeno (O6) incorpora estos dos electrones a su último nivel, quedando el calcio con una carga positiva y el oxígeno de forma contraria. Por lo tanto, podemos decir que el enlace iónico electrovalente se debe a la atracción electrostática de iones de signos contrarios, que resulta de la transferencia de electrones de un átomo a otro. En la reacción, el número total de electrones perdidos por los átomos de calcio involucrados en la reacción debe ser igual a el número total de electrones ganados por los átomos de oxígeno por lo consiguiente el número de iones positivos y negativos es el mismo. Estos iones se atraen mutuamente y forman un cristal.

Elemento Configuración Electrónica Símbolo electrónico
Ca20 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 Ca x x
O8 1s2 2s2 2p4 O

El ion (la palabra proviene del griego y significa caminante) se utiliza para designar a un átomo o grupo de ellos cuando se encuentran cargados positiva o negativamente por haber ganado o perdido electrones. Asimismo, al formarse los iones, los átomos se comportan de acuerdo con la regla del octeto. Tomemos como ejemplo los átomos de potasio (K) y cloro (Cl) representando su nivel exterior.

K x

El potasio cumple con la regla del octeto al perder el electrón del nivel exterior, formando el ion potasio con carga positiva, K+ .

K+

K + El + e

catión

El cloro, al ser el receptor del electrón que perdió el potasio, cumple con la regla el octeto y completa con ocho los electrones del último nivel de energía, con lo cual se formará el ion cloruro, Cl.

Los iones se enlazan como un conjunto y se arreglan en el estado sólido, siguiendo un patrón tridimensional que forma una red cristalina, en donde los iones positivos y negativos ocupan posiciones específicas de acuerdo con su tamaño y carga.

El berilio (grupo 2) y el flúor (grupo 7) reaccionan entre sí para formar fluoruro de berilio (BeF2) de manera análoga al sodio y al cloro, pero con la diferencia de que el átomo de berilio cede los dos electrones y cada flúor acepta sólo uno.

fórmula: Be F2

Representación de Lewis

Enlace iónico

Como se observa, el cloro y el flúor son elementos con un comportamiento semejante al unirse a los metales, pues ambos ganan un electrón formando iones negativos, lo cual demuestra que los elementos de una misma familia actúan en forma similar.

De manera conjunta podemos decir que un enlace iónico o electrovalente se forma entre elementos de baja electronegatividad (que ceden electrones) con otros de alta electronegatividad (ganan electrones); arbitrariamente se ha fijado que la diferencia de ambas electronegatividades deben ser mayor que 1.7 para que el enlace que se forme se considere iónico.

Na (sodio) 0.9 3.0 -0.9 = 2.1

Cl (cloro) 3.0 Diferencia de electronegatividades

Be (berilio) 1.5 4.0 – 1.5 = 2.5

F (flúor)4.0 Diferencia de

electronegatividades.

a) Propiedades de los enlaces iónicos o electrovalentes.

Por lo general, los compuestos iónicos o electrovalentes son sólidos a temperatura ambiente, con punto de fusión y ebullición altos, con frecuencia superiores a 500º C, lo cual se debe a la gran cantidad de energía que se necesita suministrar para vencer las grandes fuerzas electrostáticas atractivas entre los iones de carga opuesta.

Esta representación se puede expresar, también, de la siguiente manera 2 F

Los compuestos iónicos, por otra parte, son buenos conductores de la energía cuando están fundidos o en solución acuosa, ya que los iones tienen la libertad de movimiento características de un líquido, aunque en estado sólido son malos conductores porque los iones permanecen inmóviles. Asimismo, gran parte de los compuestos iónicos son solubles en disolventes polares como el agua y, en general, son insolubles en solventes no polares orgánicos (éter, hexano).

  1. ¿Qué es un enlace químico y de qué depende su formación?
  2. Cita la regla de octeto.
    1. Indica si tienden a aceptar, ceder o compartir electrones los elementos que tienen:
    2. a) Electronegatividad muy baja, como los metales. ___________________________ b) Electronegatividad muy alta, como los no metales._________________________
  3. Para cada una de las siguientes fórmulas realiza: su configuración electrónica, aplica la regla del octeto, elabora su representación de Lewis, desarrolla el enlace iónico y, por último, señala que elemento es catión y cuál anión.

Li2 O

Mg Cl2

Cs I

1.2.2. ENLACE METÁLICO

El enlace metálico es entendido como la unión de dos o más metales. En este sentido, las propiedades físicas y químicas de los metales no pueden explicarse por medio de la formación de enlaces iónicos o covalentes. Por tanto, un metal está formado por una red rígida de iones positivos sumergidos en una nube de electrones libres (electrones deslocalizados).

Figura 5. Representación gráfica de una nube de electrones libres.

a) Propiedades de los metales

Los metales son en su mayoría sólidos a temperatura ambiente, con excepción del mercurio y del galio que son líquidos. Las propiedades de los metales se clasifican en físicas y químicas.

Propiedades físicas

  1. Son buenos conductores del calor y de la electricidad.
  2. Son maleables (se moldean con facilidad y se pueden laminar).
  3. Son dúctiles (se estiran con facilidad y se pueden hacer hilos como los alambres conductores).
  4. Presentan brillo metálico.
  5. Son sustancias duras con elevados puntos de fusión.

Propiedades químicas

  1. Los metales tienden a perder o donar electrones cuando se combinan, adquiriendo una o más cargas positivas.
  2. Cuando se combinan con el oxígeno, forman óxidos básicos.
  3. Con los no metales forman sales.
  4. Con el hidrógeno forman hidruros.

Aplicación de algunos metales en la vida cotidiana

Plomo

 Se utiliza para construir las placas de los acumuladores.  Al fundirse con el litio se forman placas de muy alta densidad, por lo que se usan para hacer protectores contra la radiactividad.

Oro

 Acuñación de monedas  Manufactura de joyas  Prótesis dentales  Base del sistema monetario  Chapeado de piezas metálicas.

Plata

 Acuñación de monedas  Fabricación de utensilios  Plateado de los espejos  Fabricación de sales empleadas en fotografía, como el bromuro de plata  Objetos de orfebrería artística.

Cobre

 En la industria eléctrica para fabricación de conductores eléctricos y componentes para

aparatos electrónicos.  Electrónicos.  Se emplea en calderas  Fabricación de aleaciones como latones o bronces  Conductores de calor.

Aluminio

 Como conductor eléctrico en lugar del cobre por su menor peso  Sus aleaciones se usan en motores de combustión interna en los pistones.  En láminas, perfiles, varillas, tubos y molduras.

b) Propiedades de los no metales

A manera de información te presentamos algunas de las características de los no metales, que (de igual manera) te pueden servir para hacer contrastes o identificar las diferencias que existen con los metales.

Los no metales se encuentran en la naturaleza en los tres estados de agregación: sólido, líquido y gaseoso a temperatura ambiente, sus propiedades se clasifican en físicas y químicas.

Propiedades físicas

  1. No tienen aspecto ni brillo metálico
  2. No son dúctiles, ni maleables, ni tenaces, más bien son quebradizos en su fase sólida.
  3. son malos conductores del calor y de la electricidad.

Propiedades químicas.

  1. Los no metales al reaccionar ganan electrones y, por lo tanto, adquieren una o más cargas negativas.
  2. Al combinarse con el oxígeno forman óxidos ácidos
  3. Con los metales forman sales.

Por otro lado, una de las propiedades de los metales es su gran capacidad para conducir la energía eléctrica, facilidad de conducción que nos indica que en los metales existen electrones de valencia circulando en libertad por ciertos niveles de energía del conjunto de átomos que forma el trozo metálico. Así, el enlace metálico nos permite explicar la tenacidad, la alta densidad, la maleabilidad y la ductibilidad de los metales.

La alta conductividad2 eléctrica y calorífica de los metales se debe al enlace metálico. Asimismo, el hecho de que los electrones circulen libremente por el metal nos indica que algunos de los electrones de los átomos metálicos no pertenecen a un átomo en particular, sino al sólido entero. Si uno de los extremos de una pieza metálica se calienta, los electrones de esa zona se mueven más rápido que los electrones de la zona fría y muy pronto alcanzarán el extremo frío, calentándolo a su vez. Así, el movimiento de los electrones de valencia en los metales y su intercambio deenergía cinética son análogos al movimiento de las moléculas de un gas.

Un metal consta de iones cargados positivamente , fijos en la red metálica, con electrones que se mueven con libertad a través del sólido y actúan como una fuerza de cohesión, sin la cual los iones positivos se repelerían, por ello se dice que los electrones móviles son responsables del enlace metálico.

2 En este caso, la conductividad está relacionada con la propiedad que tiene el metal para permitir el paso de calor o electricidad.

Los metales se caracterizan, además, por ser sólidos y no volátiles, con excepción del mercurio; sus puntos de fusión se encuentran comprendidos en un intervalo muy amplio, pues van desde temperaturas ligeramente superiores a la del ambiente hasta los miles de grados, ejemplo que tenemos en:

Cs con punto de fusión de 29º C W con punto de fusión de 3 380º C

Sus electrones libres son responsables de que sean excelentes conductores de la corriente eléctrica y del calor, así como de la capacidad de reflejar la luz, lo cual los provee de su característico brillo metálico.

Dependiendo de los elementos que intervengan en una mezcla o en un compuesto se puede saber si se esta llevando a cabo un enlace iónico o un enlace metálico, en el primer caso encontramos que ocurre cuando un metal reacciona con uno no metal, dándose como resultado una red de cristales, los cuales tienen punto de fusión y de ebullición elevado cuando son sólidos; enlaces metálicos, éstos se identifican cuando se presenta de manera líquida o acuosa son buenos conductores. En lo que se refiere a los enlaces metálicos, estos se identifican cuando uno o mas metales se unen, los cuales tienen la propiedad de ser buenos conductores de calor, presentan brillo, etcétera.

“ENLACES IÓNICOS Y METÁLICOS” (OBLIGATORIA).

Objetivo

Identificar algunas propiedades en metales y compuestos iónicos de manera experimental para relacionarlos con el tipo de enlace que presentan.

Cuestionario de conceptos antecedentes

1) ¿Cuál es el concepto de enlace químico? ___________________________________

2) ¿Cómo se forma el enlace iónico? ________________________________________

3) ¿Cómo se forma el enlace metálico? ______________________________________

4) ¿Cuáles son las características de los compuestos que presentan enlace iónico?

5) ¿Cuáles son las propiedades derivadas del enlace metálico? ___________________

Experimento I Objetivo

Determinar la conductividad de algunas sustancias para relacionarlas con el enlace que

presentan.

¿Qué necesitas?

Materiales

  • 1 circuito eléctrico con socket y foco
  • 4 vasos para precipitado de 100 ml
  • 1 probeta de 50 mL

Prevención y seguridad

Sustancias

  • 2 g de cloruro de sodio
  • 2 g de bromuro de sodio
  • 2 g de yoduro de potasio
  • 1 lámina de cobre
  • 1 lámina de zinc
  • 1 lámina de aluminio
  • 1 lámina de plomo
  • 1 lámina de niquel
  • 1 lámina de hierro
  • 200 mL de agua destilada.

La indicada para trabajar con un circuito eléctrico y con material de vidrio.

¿Cómo hacerlo?

Instala el circuito eléctrico y comprueba su funcionamiento.

Numera los vasos de precipitado de 1 al 4 y coloca en ellos las sustancias como se indica en la figura 7.

Figura 7. Soluciones iónicas para la conductividad eléctrica.

Introduce los electrodos del circuito en el vaso 1 cuidando que no se junten, observa que pasa al foco y regístralo. Saca los electrodos del vaso y enjuágalos.

Repite el procedimiento con los vasos 2 al 4. Coloca un electrodo del circuito eléctrico en un extremo de la lámina de cobre y el otro electrodo en el otro extremo. Observa que pasa al foco y regístralo en al tabla anexa.

Repite el procedimiento con las otras láminas.

Hipótesis

Una vez que haz revisado el procedimiento elabora una hipótesis, haciendo énfasis en la relación de la conductividad de las sustancia y el tipo de enlace que se presenta.

Registro de observaciones

Anota tus observaciones en la siguiente tabla.

SUSTANCIAS CONDUCE LA ¿POR QUÉ?
ELECTRICIDAD
SI / NO
AGUA
DISOL. DE CLORURO DE SODIO
DISOL. DE BROMURO DE SODIO
DISOL. DE YODURO DE POTASIO
COBRE
HIERRO
NIQUEL
ZINC
PLOMO
ALUMINIO

Experimento II

Determinar la solubilidad de algunas sales para relacionarla con el tipo de enlace que presentan.

¿Qué necesitas?

Materiales Sustancias

  • 9 tubos de ensaye 10 x 100 mm ☞ 1.5 g de cloruro de sodio
  • 1 gradilla ☞ 1.5 g de bromuro de sodio
    • 3 probeta de 10 mL ☞ 1.5 g de yoduro de potasio
      • 15 mL de agua
      • 15 mL de tetracloruro de carbono
      • 15 mL de etanol

Prevención y seguridad

La indicada para trabajar con material de vidrio.

Tetracloruro de carbono.- Líquido incoloro muy volátil e inflamable, irrita los ojos, se absorbe por la piel, muy tóxico al ingerirse, su inhalación provoca dolor de cabeza, confusión, depresión, náuseas y vómito

Etanol líquido.- Líquido incoloro, muy volátil, inflamable, de olor agradable, poco tóxico por ingestión.

¿Cómo hacerlo?

Numera los tubos del 1 al 9 y coloca en cada una 0.5 g de las siguientes sustancias. Tubos 1, 4 y 7 0.5 g de cloruro de sodio

2, 5 y 8 0.5 g de bromuro de sodio 3, 4 y 9 0.5 g de yoduro de potasio

Agrega. 5 mL de agua a los tubos 1, 2 y 3 5 mL de tetracloruro de carbono a los tubos 4, 5 y 6 5 mL de etanol a los tubos 7, 8 y 9

Agita suavemente cada uno de los tubos y observa si se disolvió el sólido, regístralo

Precaución

Recuerda que el tetracloruro de carbono es muy tóxico evita su inhalación y su contacto, si sufres alguna salpicadura o derrame llama inmediatamente a tu asesor o al conductor de laboratorio.

Hipótesis

Elabora una hipótesis en relación a la solubilidad y al tipo de enlace que presentan las sustancias.

Registro de observaciones

Registra la solubilidad observada en cada uno de los tubos en la siguiente tabla utilizando el código.

M: muy soluble R: poco soluble N: nada soluble

Disolvente sólido Agua Tetracloruro de Etanol
Carbono
Cloruro de sodio
Bromuro de sodio
Yoduro de potasio

Cuestionario de reflexión

1) ¿Qué tipo de enlaces presenta el agua? ____________________________________

2) ¿Cómo es la polaridad de la molécula del agua? _____________________________

3) ¿Qué tipo de enlaces presenta el tetracloruro de carbono? ____________________ 4) ¿Cómo es la polaridad de la molécula de tetracloruro de carbono? _______________

5) ¿Qué tipo de enlaces presenta el etanol? ___________________________________

6) ¿Cómo es la polaridad de la molécula del etanol? ____________________________

7) ¿Qué tipo de enlace presentan el cloruro de sodio, el bromuro de sodio y el yoduro de potasio?___________________________________________________________

Conclusión

A partir de los resultados obtenidos ¿qué puedes concluir sobre los tipos de enlaces?

En este esquema podrás identificar los conceptos más importantes y la secuencia con la que se desarrolló el capítulo, lo cual te permitirá hacer una síntesis del mismo.

ENLACE IÓNICO Y METÁLICO

consta de

ENLACE QUÍMICO TIPOS DE ENLACE

ELECTRONES DE VALENCIA

REGLA DEL OCTETO

PROPIEDADES PERIÓDICAS DE

IÓNICOS ELECTROVALENTE

METÁLICOS

ENERGÍA DE IONIZACIÓN FÍSICAS QUÍMICAS

Estas actividades tienen como finalidad que apliques los conocimientos adquiridos con el estudio de este capítulo.

Lee con atención las siguientes preguntas y marca con una “x” la opción que consideres correcta.

1. La electronegatividad se define como la capacidad que tiene un elemento de:

a) Ceder electrones en los enlaces. b) Atraer electrones en un enlace. c) Atraer neutrones. d) Atraer protones.

1. ¿En cuál de los siguientes compuestos se presenta enlace iónico?

a) NH3 b) LiF c) Cl2 d) O2

    1. De los siguientes conceptos ¿cuál no es una propiedad periódica?
    2. a) Energía de ionización. b) Afinidad electrónica. c) Electronegatividad. d) Valencia.
    1. Los compuestos con enlace iónico:
    2. a) En estado sólido conducen la corriente eléctrica. b) Tienen bajos puntos de fusión y ebullición. c) Forman moléculas bien definidas. d) Forman redes iónicas.
    1. Una característica del enlace metálico es tener electrones:
    2. a) Deslocalizados. b) Compartidos. c) Apareados. d) Libres.
    1. En una sal como el fluoruro de potasio (KF) podemos suponer (dada la gran diferencia de electronegatividad entre el potasio y el flúor) que se encuentra presente un enlace:
    2. a) Electrovalente. b) Covalente. c) Metálico.
    1. Los iones con carga eléctrica negativa se llaman:
    2. a) Cationes. b) Cátodos. c) Aniones.d) Ánodos.
    1. Los átomos se reúnen compartiendo, cediendo o ganando electrones para completar el último nivel con un número de electrones igual a:
    2. a) 6. b) 8. c) 18. d) 32.
  1. Cuando un compuesto presenta un elevado punto de fusión, se debe a que tiene enlaces:

a) De hidrógeno. b) Covalentes. c) Iónicos.

10.Una sustancia que sólo conduce la corriente eléctrica cuando está fundida o en solución presenta enlaces:

a) Covalentes. b) Metálicos. c) Iónicos.

11.Conforme a la teoría de Pauling, el flúor tiene una electronegatividad de 4.0 y el francio de 0.7. ¿Qué tipo de enlace formarán estos elementos?

a) Covalente. b) Metálico. c) Iónico.

12.Los compuestos unidos por enlace metálico se caracterizan por ser:

a) Malos conductores del calor. b) Poco dúctiles. c) Maleables. d) Solubles.

A continuación se presentan las respuestas de las Actividades Integrales, verifica tus resultados.

1.b)
7.c)
2.b)
8. b)
3.d)
9. c)
4.
d) 10. c)
5.
d) 11. c)
6.
a) 12. c)

ENLACE COVALENTE

2.1 MODELOS DE LEWIS EN ELEMENTOS NO METÁLICOS

2.1.1 Modelo de Enlace Covalente

2.1.2 Excepciones a la Regla del Octeto

2.1.3 Electronegatividad y Polaridad

2.2 ESTRUCTURA MOLECULAR

2.3 ENLACE COVALENTE EN LOS COMPUESTOS DE CARBONO

2.3.1 Grupos Funcionales

Qué vas a aprender.

En este capítulo identificarás el modelo covalente y su aplicación en la formación de moléculas.

Cómo lo lograrás.

Mediante la realización de actividades experimentales y realizando reflexiones sobre el contenido

Para qué te va a servir.

Para comprender los diferentes fenómenos que se presentan en los enlaces químicos, principalmente en aquellos que se derivan de los hidrocarburos.

CAPÍTULO 2. ENLACE COVALENTE

2.1 MODELO DE LEWIS EN ELEMENTOS NO METÁLICOS

Recuerda que en el modelo de Lewis se infiere la estructura de los átomos a partir de su comportamiento químico y se utiliza para explicar de la mejor manera posible, las propiedades que presentan, cuando se combinan entre sí.

Lo primero que se debe considerar es que las características de los átomos aislados permitirán predecir la manera en que formarán compuestos. Asimismo, el comportamiento químico de los elementos tiene relación con los electrones del nivel de energía más externo de los átomos, los cuales se denominan electrones de valencia, y participan en la formación de los compuestos.

En el capítulo anterior se estudió que los modelos atómicos de Lewis son una representación sencilla, en donde, primero se anota el símbolo del elemento correspondiente, y posteriormente se señalan los electrones de valencia, alrededor de éste, ya sea con puntos (.) o con equis (x). Esto es lo que se conoce como estructura de Lewis.

Si se le considera que el número de electrones de valencia, para el elemento representativo, corresponde al número del grupo al que pertenece en al tabla periódica (restando 10 si el grupo es mayor a diez), de acuerdo con el modelo de Lewis el litio (Li3) pertenece al grupo 1 y se representa de la siguiente manera.

Su configuración electrónica es:

Li3 1s2 2s1, en donde su número de electrones de valencia es 1.

Por tanto, la estructura de Lewis es:

Li o

Li

¿Cuál será la estructura de Lewis para los elementos del sodio (Na11) y el argón (Ar18)?

2.1.1 MODELO DE ENLACE COVALENTE

Se dice que hay una unión química entre dos átomos cuando las fuerzas que actúan entre ellos son tan grandes que permiten la formación de un agregado con suficiente estabilidad para que se le considere una especie molecular independiente. Lo primero que debe examinar es la naturaleza de las fuerzas que actúan entre estos átomos. Recuerda que en el modelo de enlace iónico, las fuerzas se deben a la atracción electrostática entre dos iones de cargas opuestas, los cuales se formaron por la transferencia de electrones entre átomos con diferente electronegatividad de tal manera que los átomos adquieren, al combinarse, la estructura electrónica estable de los gases nobles.

¿Cómo se combinan los átomos de los elementos que tienen similar electronegatividad?

Lewis propuso que para adquirir estos átomos una estructura electrónica estable deberían compartir un par o más de electrones con otro átomo. Esta unión se conoce con el nombre de enlace covalente, un ejemplo de ello es la molécula del agua (H2O), en donde el oxígeno (ubicando en el grupo 16) puede llenar un octeto al compartir un electrón con cada hidrógeno:

o también se puede respresentar H

  1. O

O

H de la siguiente manera H

H

x electrones de valencia del hidrógeno

• electrones de valencia del oxígeno

En la molécula de tetracloruro de carbono (CCl4) cada átomo de cloro comparte un par de electornes con el carbono, con el objeto de que todos los átomos adquieran estructura de gas noble.

x Electrones de valencia cloro z Electrones de valencia del carbono

¿Cuál sería la estructura de Lewis de las siguientes moléculas: dióxido de carbono (CO2), metanol (CH3-OH), Oxígeno (O2) y metano (CH4)?

En 1874 Jacobus Van´t Hoft y Joseph Le Bel señalaron que los cuatro enlaces del carbono están dirigidos hacia los vértices de un tetraedro en la mayoría de sus compuestos. Con base en esta teoría Lewis propuso una estructura diferente para los compuestos del carbono, en la que los cuatro pares de electrones se distribuyen en un arreglo tetraédrico.

Estructura de Jacobus para el carbono Estructura de Lewis para el carbono

Figura 8.

Aunque Lewis aceptó que su modelo tenía limitaciones, puesto que no explicaba muchos fenómenos, lo cierto es que interpreta satisfactoriamente multitud de evidencias experimentales de tipo químico, especialmente de los compuestos del carbón, el cual satisface la regla del octeto en las moléculas donde participa. Por ello gran parte de la Química puede abordarse con el uso exclusivo de este modelo. Otra modificación al modelo de Lewis consiste en indicar con una línea a los pares de electrones, en especial los de enlace. Para lo cual te proponemos llevar a cabo la siguiente secuencia.

a) Mostrar la estructura de Lewis, en donde se cumpla la regla del octeto.

b) Representar con una línea los pares de cada enlace

A continuación te presentamos un ejemplo de la molécula de cloroformo (CHCl3)

Cl

Cl

Cl

C

ClC H

HCl

Cl

C

C

H ClC H

Cl Cl Cl Cl
Se escriben todos los electrones de valencia Los pares de enlace con una línea Todos los pares no enlazantes con línea Los pares (líneas) no enlazantes se eliminan

Considerar que los átomos de una molécula tenderán a acomodarse, de tal forma que todos adquieran una configuración estable a la cual corresponde a ocho electrones o lo que se conoce como la regla del octeto. (Cabe hacer mención que cuando un átomo tiene un número de electrones de valencia de 1, 2 ó 3 éste pueda perder electrones; pero si este número es de 4 podrá ganar o perder electrones, esto estará en función de con quién se una; y si el número de electrones de valencia es de 5, 6 ó 7 el átomo ganará electrones hasta completar ocho electrones), por ejemplo, para un compuesto formado por dos átomos A y B se podrán tener las siguientes posibilidades.

Átomos A y B

1. enlace sencillo 2. enlace doble 3. enlace triple

Es posible el primer caso si se tiene un total de 14 electrones de valencia; el segundo requiere 12 electrones de valencia y el tercero 10; por lo tanto, el número de electrones compartidos entre dos átomos es de 8(2)-e, donde e es igual al número total de electrones de valencia.

Otro ejemplo es la molécula de etanol (C2 H6O), que es el alcohol de las bebidas y el de más uso en la mesa:

Primero se escriben las estructuras de Lewis para cada átomo, los que se colocan en forma simétrica.

HH

HH

En seguida se reordenan los electrones y se forma un enlace covalente entre cada par de átomos.

HH

HH

Observa que hay sólo dos enlaces dobles entre octetos: uno es el C-C y el otro el C-O.

Posteriormente se distribuyen los electrones restantes, de tal forma que cada elemento tenga o complete ocho electrones, excepto el hidrógeno que sólo tiene dos. Por último, se verifica que el número de electrones de valencia sea veinte, ya que no se deben agregar ni eliminar éstos durante el proceso. Asimismo, si no hay suficientes electrones para formar los octetos, se distribuirán los electrones no compartidospara formar enlaces dobles y triples.

Veamos ahora la estructura de Lewis para el ácido sulfúrico (H2SO4): a) Como primer paso se coloca el átomo de azufre (s) en la parte central. b) Posteriormente se colocan los oxígenos (O) alrededor del azufre (de manera

simétrica). c) Por último, los hidrógenos (H) se unen con dos de los oxígenos.

Estructura de Lewis para cada átomo Enlaces covalentes

Figura 9.

Como se advierte, la única forma de que los átomos de oxígeno y azufre cumplan con la regla del octeto es que el azufre proporcione los dos electrones de cada enlace entre los átomos de oxígeno que no están enlazados a átomos de hidrógeno. A éste se le llama enlace covalente coordinado, es decir, se forma cuando los electrones proporcionan unosolo de los átomos que participan en la formación del enlace. Éste puede representarse con una flecha que va del átomo que aporta el par de electrones del enlace.

En donde:

O
H O S O H ↑ ó ↓ Representan enlaces covalentes coordinados
Representa un enlace covalente simple.

Esta representación se hace por conveniencia, no porque el enlace coordinado sea diferente de los demás enlaces covalentes.

¿Cómo representaría un enlace doble o triple?

Veamos otro ejemplo con la molécula del ácido nítrico (HNO3).

Primero se escriben las estructuras de Lewis para cada átomo, colocándolos en forma simétrica.

A continuación se aplica la regla del octeto, en este caso se observará que los enlaces N-O han de ser dobles. Por lo consiguiente distribuiremos los electrones restantes, de tal forma que cada elemento tenga o comparta ocho electrones, excepto el de hidrógeno que tendrá dos:

Enlaces Enlace sencillos doble

Por último, se verifica que el número de electrones de valencia sea el correcto, ya que no debemos eliminarlos ni agregarlos durante el desarrollo. Generalmente el átomo que proporciona los electrones en enlace covalente coordinado tiene, al menos, un par de electrones de valencia no compartidos, por lo que los átomos de oxígeno y nitrógeno forman con frecuencia estos enlaces.

Teniendo en cuenta a la estructura de Lewis y aplicando la regla del octeto

¿cómo sería el enlace covalente del amonio (NH4+)?.

Por otra parte, si la molécula está cargada, antes de reordenar los electrones se añade un electrón por cada carga negativa al átomo más electronegativo (ver más adelante) o restamos un electrón por cada carga positiva al átomo menos electronegativo, colocamos la estructura entre paréntesis e indicamos la carga fuera de éste; por ejemplo, para el ion amonio (NH4+) tenemos :

átomos con sus electrones eliminar un electrón para de valencia ordenados considerar la carga + y simétricamente colocamos el paréntesis

H

H

H

N

H

H N

H

H

H

Observa como en este caso el átomo de hidrógeno (H) cede el espacio y el átomo de nitrógeno (N) cede electrones.

Escribe las estructuras de Lewis e indica el tipo de enlace entre cada dos átomos de los siguientes fórmulas:

CO2 H2 O2 H3 O

CH4 CCl4

2.1.2 EXCEPCIONES A LA REGLA DEL OCTETO

Hay elementos cuyos átomos no cumplen con la regla del octeto, y en este caso se encuentran:

  1. Átomos centrales que tienen menos de ocho electrones de valencia y pertenecen a grupos 2 y 3. Por ejemplo, el berilio (Be) el boro (B) y el aluminio (Al), en moléculas como:
  2. Átomos centrales con más de ocho electrones de valencia, éstos pertenecen a los grupos 13, 14, 15, 16 o mayores. Los casos típicos son fósforo (P), azufre (S) y xenón (Xe), en las moléculas.
Be ClCl B FF F Cl Al Cl Cl
Berilio con cuatro electrones Boro con seis electrones Aluminio con seis electrones

F F F
F S F F Xe F
F F F

azufre con doce electrones xenón con doce electrones

3. Átomos que tienen número impar de electrones de valencia, como el nitrógeno y el cloro. Por su rareza estos compuestos reciben el nombre de paramagnéticos por tener electrones desapareados. Las estructuras de Lewis se escriben con un arreglo lo más cercano al octeto; por ejemplo, el monóxido de nitrógeno (NO):

2.1.3 ELECTRONEGATIVIDAD Y POLARIDAD

Cabe recordar el concepto de electronegatividad: es la medida relativa de la capacidad que tiene un átomo de atraer los electrones en un enlace químico. Aunque la electronegatividad de un elemento cambia ligeramente dependiendo del compuesto en que se halle. De acuerdo a la escala de Puling te presentamos los siguientes valores:

Valores de electronegatividad de los átomos

d i s m i n u y e

H

21

no metales

Li Be aumenta B CNO F

1.0 1.5

2.0 2.5 3.0 3.5 4.0 Na Mg Al

SiPS Cl

0.9 1.2 1.5

1.8 2.1 2.5 3.0 K Ca Sc Ti V Cr Mn FeCo Ni CuZnGaGe AsSe Br

0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.8 1.8 1.9 1.6 1.6 1.8

2.0 2.4 2.8 Rb Sr Y Zr NbMo Tc RuRhPdAgCdIn SnSb Te I

0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 2.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9

2.1 2.5 Cs Ba La-Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt AuHg TI PbBiPo At

0.7 0.9 1.1-1.2 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.8 1.9 2.0

2.2 Fr Ra Ac ThPa UNp-Lr

0.7 0.9 1.1 1.3 1.5 1.7 1.3

Observa que la electronegatividad de los átomos aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un periodo y disminuye al descender en un grupo. Los no metales son más electronegativos que los metales.

Ordena los siguientes elementos de menor a mayor electronegatividad: Potasio (K), Zinc (Zn), Nitrógeno (N), Flúor (F), Sodio (Na), Oxígeno (O) y Carbono (C)

________________________________ _______________________________
________________________________ _______________________________
________________________________ _______________________________
________________________________ _______________________________

Con los valores de electronegatividad se predice el tipo de enlace entre dos átomos adyacentes. Cuando la electronegatividad es similar, el enlace que los une es covalente polar y cuando existe una diferencia de electronegatividad mayor a 1.7, el enlace que formarán será iónico.

En un enlace covalente cuando los electrones de enlace están compartidos igualmente (los dos átomos enlazados son iguales) se forma un enlace covalente no polar; por ejemplo, en la molécula de cloro (Cl2), el par de electrones de enlace es atraído con igual fuerza por los dos átomos ya que tiene una diferencia de electronegatividad a cero.

Cuando el par de electrones del enlace covalente no se comparte por igual (los dos átomos enlazados son diferentes), se forma un enlace covalente polar; por ejemplo, en la molécula de ácido clorhídrico (HCl), el átomo de cloro atrae con mayor fuerza los electrones de enlace que el átomo de hidrógeno, dado que es más electronegativo. Esta atracción desigual genera una carga parcial negativa en el átomo de cloro (Cl), simbolizada por δ-, mientras que el átomo de hidrógeno (H) adquiere una carga parcial positiva, simbolizada por δ +.

Al respecto, cabe hacer énfasis en que un compuesto polar se forma entre 2 elementos diferentes y que no son metales, del cual tienen una diferencia de electronegatidad entre 0 y 1.7.

La presencia de un momento dipolar permanente en una molécula diatómica indica una distribución desigual de la carga alrededor de uno o más enlaces de ésta, debido a la diferencia de electronegatividad de los átomos enlazados. En este caso, se dice que el enlace está polarizado y la molécula, como un todo, se denomina molécula polar. Por lo consiguiente, la molécula de ácido clorhídrico (HCl) es polar y la del cloro (Cl2) no polar. Entre los compuestos con moléculas polares y no polares se presentan diferencias muy importantes en las propiedades tanto físicas como químicas que se deben al dipolo eléctrico presente.

Una molécula poliatómica (con más de dos átomos) puede ser no polar, aunque los enlaces covalentes sean polares, si estos enlaces están orientados simétricamente, por lo que el momento dipolar total se cancela.

2.2 ESTRUCTURA MOLECULAR

En 1957, R.J. Gillespie y R. S. Nyholm desarrollaron un modelo con base en el efecto de las repulsiones entre pares de electrones sobre los ángulos de enlace del átomo central, el cual se conoce como modelo de repulsión de pares de electrones de la capa de valencia (RPECV), cuyo fin es explicar eficazmente la forma de la mayoría de las moléculas que tienen enlaces formados por pares de electrones localizados; en otras palabras, con ello se predice la estructura molecular.

Por medio de la teoría se puede predecir la estructura más estable de moléculas cuyo átomo central tenga dos, tres, cuatro, cinco, hasta seis pares de electrones en la capa de valencia, o sea, para aquellos que cumplen la regla del octeto y en los que no, mas no se puede aplicar fácilmente a moléculas que tengan un número impar de electrones de valencia o de átomos centrales de metales de transición.

El modelo RPECV no es infalible, aunque sí cubre aceptablemente gran cantidad de casos, y en éste se considera como un grupo de electrones alrededor del átomo central a cualquier enlace covalente (simple, doble o triple) o a cualquier par solitario de electrones. Por el ejemplo, para un átomo que forma un enlace covalente doble, y además tienen dos pares solitarios, diremos que tienen tres grupos de electrones. Asimismo, el modelo RPECV señala que los grupos de electrones toman en el espacio posiciones tales que cada uno esté lo mas alejado posible de los demás. La estructura que resulta de los diferentes números totales de pares de electrones se observa en la tabla 4.

Tabla 4

La importancia de predecir la estructura molecular radica en que a partir de ésta se puede establecer la polaridad de un compuesto y derivar sus propiedades o viceversa; por ejemplo, el agua (H2O) es un buen disolvente. También se sabe que una molécula de agua la forman dos átomos de hidrógeno, a partir de lo cual se podrían proponer las siguientes estructuras de Lewis.

Lineal Angular

Al consultar la tabla 4 se puede establecer que la forma correcta de la molécula del agua es angular, estructura a la cual se debe que la molécula sea polar y el agua un buen disolvente.

Como ya se sabe, el dióxido de carbono (CO2) debe su comportamiento a la no polaridad de sus moléculas. Veamos otros ejemplo: recuerda que la acetona (propanona, C3H6O) es un disolvente que se utiliza comúnmente para quitar el barniz de las uñas. Tras usar el modelo de Lewis se tiene:

átomo central

δ HOH

= enlace covalente doble polarH

C

C

C

H

δ + H

H

enlaces covalentes simples no polares

De acuerdo con el carbono central la molécula es triangular por tener a su alrededor tres grupos de electrones. Y, considerando que las moléculas se distribuyen en tres dimensiones, se utiliza la siguiente convención:

O

CH

Enlace en el plano.

H C C

Enlace hacia adentro.

H HH

Enlace que se proyecta hacia elH

Con esa estructura, los elementos polares de la molécula no se anulan, por lo tanto será un compuesto polar, lo cual determina sus propiedades.

Predice la polaridad de los siguientes compuestos: ácido sulfúrico (H2SO4) y éter dietil éter CH3 – CH2 – O- CH2 – CH3) y relaciónalos con sus propiedades para poder explicar éstas.

Dependiendo del número de electrones de valencia que se de en un enlace (que permitan cumplir con la regla del octeto), es posible predecir el tipo de estructura que se pudiera generar, las cuales pueden ser de tipo lineal, triangular, tetraédricas, bipiramidal trigonal y octaédrica.

A partir de esta predicción es posible determinar el tipo de polaridad del compuesto enlace.

Antes de iniciar el siguiente tema te sugerimos que repases la siguiente tabla, ya que te será de mucha utilidad en la formación de los grupos funcionales.

Tabla 5. Familia de los alcanos.

NOMBRE FÓRMULA FÓRMULA FÓRMULA DESARROLLADA
CONDENSADA SEMIESTRUCTURADA
METANO CH4 H H CH H
ETANO C2H6 CH3 – CH3 H H CH H H C H
PROPANO C3 H8 CH3 – CH2 – CH3 H H CH H H C H H C H
BUTANO C4 H10 CH3 – CH2 – CH2 – CH3 H H CH H H C H H C H H C H
PENTANO C5 H12 CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH3 H H CH H H C H H C H H C H H C H
HEXANO C6 H14 CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – CH2 -CH3 H H CH H H C H H C H H C H H C H H H C
HEPTANO C7 H16 CH3 – CH2 – CH2 – CH2 -CH 2 -CH2 -CH3 H H CH H H C H H C H H C H H C H H H C H H C
OCTANO C8 H18 CH3 -CH2 -CH2 -CH2 -CH 2 -CH2 – CH2 -CH3 H H CH H H C H H C H H C H H C H H H C H H C H H C
NONANO C9 H20 CH3 -CH2 -CH2 -CH2 -CH 2 -CH2 – CH2 – CH2 -CH3 H H CH H H C H H C H H C H H C H H H C H H C H H C H H C
DECANO C10 H22 CH3 -CH2 -CH2 -CH2 -CH 2 -CH2 -CH2 -CH2 -CH2CH3 H H CH H H C H H C H H C H H C H H H C H H C H H C H H C H H C

2.3 ENLACE COVALENTE EN LOS COMPUESTOS DE CARBONO

2.3.1. GRUPOS FUNCIONALES

Los compuestos del carbono es un apartado en el estudio de los compuestos químicos que, en un principio, según se creía, provenían únicamente de los seres vivos (por lo que a su estudio se le llamó Química orgánica), lo cual es erróneo, dado que en la actualidad millones de compuestos orgánicos se sintetizan sin necesidad de recurrir a estos organismos, de aquí que se le conozca como Química del carbono, único elemento que presenta la propiedad de formar uniones estables entre varios átomos de su especie, constituyendo grandes cadenas. Otros elementos tienen esta característica, pero no forman compuestos muy grandes, ya que son inestables y muy reactivos. Del mismo grupo, el silicio también presenta concatenación, pero sus compuestos son menos numerosos, más reactivos y menos estables.

En los compuestos de carbono hay una amplísima diversidad de arreglos estructurales para los átomos de carbono, de los que se conocen miles de cadenas, y pueden tener ramificaciones con otros átomos de carbono. Por lo tanto, la propiedad más importante del carbono es la concatenación, es decir, la capacidad para construir enlacesquímicos entre sí y con una gran variedad de elementos, entre los cuales se encuentran oxígeno, nitrógeno, hidrógeno, fósforo, azufre, halógenos y algunos metales. Dichos enlaces permiten la generación de los grupos funcionales.

Tabla 6. Principales grupos funcionales.

Grupo Función Química Nombre Terminación
Hidroxilo R- OH Alcohol OL
Carbonilo O II R – C – H O II R – C – R’ Aldehído Cetona AL ONA
Carboxilo O II R – C – OH Ácido Carboxílico OICO
Amino R – NH2 Amina Amina

a) Alcoholes

Si sustituimos uno o más átomos de hidrógeno por otro átomo o grupo de átomos, se pueden formar muchos compuesto; por ejemplo:

HH

Es decir, al partir del metano, al que se le elimina un hidrógeno, tenemos un grupo de átomos y una posición de enlace; a estos grupos de les llama grupo alquilo se simboliza con R. Si le agregamos el grupo – OH, llamado grupo hidroxilo, entonces se obtiene un alcohol. Para propósitos de nomenclatura, se menciona el nombre del hidrocarburo cambiando la terminación O por OL, como en el siguiente ejemplo:

HH H

HCH

HC

  1. OH
  2. H C OH

+

H

HH H

metano (CH4) grupo metanol (CH3OH)alquino

En resumen, cuando a un hidrocarburo se le cambian uno o más hidrógenos por otro átomo o grupo de átomos se pueden obtener muchas moléculas diferentes. Es importante resaltar que este grupo de atomos llamado grupo funcional, es la parte químicamente más activa de toda la molécula. Veamos ahora otras moléculas que resultan de la sustitución de un hidrógeno por el grupo -OH:

HH HH

etano (C2 H6) etanol (C2H5 OH) ¿Qué pasaría si el grupo hidroxilo se ubicará en otro hidrógeno?

A partir del propano (C3 H8)

H HH

H

C

C

C H = CH3 – CH2 -CH3 H

Podemos obtener

H H H H H H
H C C C H ó H C C C OH
H OH H H H H

Observa que en el propano se obtienen dos alcoholes diferentes, dependiendo del hidrógeno que sea sustituido, por lo que se necesita discriminar uno de otro, lo cual se logra indicando el número de carbono donde se localiza el -OH, es decir:

    • Para el primer alcohol CH3 CH CH3 anotamos 2 – propanol OH
    • CH3 CH2 CH2 OH
  • Para el segundo alcohol anotamos 1- propanol

En el caso del Butano (C4 H10) : H HHH

H C C C C H = CH3 – CH2 -CH2-CH3

H HHH

Se pueden presentar los siguientes alcoholes:

HHHH HHHH

H C

C

C

C

C

C

C

C

H

OH H

1- butanol 2- butanol

Al tomarse en cuenta el hidrocarburo de cuatro átomos de carbono llamados 2-metil propano:

H HH

HCCC H = CH3 CH CH3

H

H CH3HCH

H

Se obtienen otros dos alcoholes de cuatro carbonos:

HHH H OH H

H

C

C OH HC C CHC

H

HH

H

H

C

H HCH

HH

2-metil-1-propanol (CH3 – CH – CH2 – OH) 2-metil-2-propanol (CH3 – COH – CH3) l CH3 CH3

Lo anterior nos permite establecer la clasificación de los alcoholes, de acuerdo con el tipo de átomos de carbono al cual esté enlazado el grupo -OH; por ejemplo:

Clasificación Característica Fórmula
Alcohol primario El grupo -OH está unido a un carbono que a su vez se une con un grupo alquilo H l CH3 – C – OH I H
Alcohol secundario El grupo oxhidrilo se une con el carbono que tiene dos grupos alquilo CH3 CH3 C OH H
Alcohol terciario El -OH se une al átomo de carbono unido a tres grupos alquilo CH3 CH3 C OH CH3

Puesto que de la familia de los alcoholes sólo nos interesa estudiar su estructura molecular, recurriremos al agua, ya que ésta y los alcoholes tienen enlaces similares. El agua contiene dos átomos de hidrógeno unidos a un átomo de oxígeno, lo cual establece dos enlaces covalentes simples:

Si analizamos el alcohol más simple (el metanol) se puede considerar que existe un gran parecido de éste con el agua, es decir, si sustituimos un hidrógeno del agua por un alquilo.

HH RH CH3H

El metanol es una molécula polar, ya que el oxígeno tiene un valor alto de electronegatividad comparado con el del carbono y el hidrógeno, por lo que los electrones de enlace están más cerca del oxígeno que del hidrógeno y del carbono, como se ve en el siguiente ejemplo:

µ1O µ2

De esta manera el oxígeno adquiere una carga parcial negativa, dada la cantidad y cercanía de los electrones, simbolizada por δ, y, por lo consiguiente, así el carbono como el hidrógeno tendrán cargas parciales positivas δ + que se presentan como:

δ

O

Propiedades.

De acuerdo con la semejanza estructural de los alcoholes con el agua, se podría pensar que tanto el metanol como el agua tienen idénticas propiedades. Tomemos como ejemplo la solubilidad, y para explicarla ilustremos las estructuras moleculares.

δ+ δ+

H CH3H

Observa que en la parte superior de la línea punteada son idénticas las estructuras, no así en la inferior. La diferencia determina las variaciones en las propiedades, que dependen del tamaño del grupo alquilo.

Como son moléculas polares, es decir, forman dipolos, interactúan constituyendo una solución. Los alcoholes pequeños (metanol, etanol y los dos propanoles) son 100% solubles en agua y conforme aumenta el tamaño de la parte alquílica decrece su solubilidad; por ejemplo, el 1-butanol (CH3 – CH2 – CH2 – CH2 – OH) es 8.3% soluble en agua (8.3 g de butanol en 100 g de agua a 25º C).

Por su parecido con el agua, el grupo oxhidrilo se llama hidrofílico (afinidad con el agua) y la parte correspondendiente de hidrocarburo es hidrofóbica (repulsión a las moléculas de agua). Si R es muy grande, supera la propiedades hidrofílicas del -OH y la solubilidad disminuye. Los alcoholes con ramificaciones tienen alta solubilidad en agua porque el grupo de alquilo es más compacto -comparado con un R lineal- y menos hidrofóbico. Un aumento en el número de grupo -OH incrementa las propiedades hidrofílicas y, por lo tanto, la solubilidad en el agua; por ejemplo la sacarosa tiene doce carbonos, pero también tiene ocho grupos oxhidrilos, por lo que es muy soluble en agua.

El agua es un excelente disolvente de compuestos iónicos, porque el enlace en el OH es polar y proporciona el dipolo necesario para la solvatación de cationes y aniones. Por lo consiguiente, los alcoholes también pueden disolver compuestos iónicos en menor proporción, dada la parte del hidrocarburo que contienen, pues mientras más grande es el grupo menor es su poder disolvente.

El punto de ebullición de los alcoholes es más alto que en los hidrocarburos de masa molecular similar; por ejemplo, las masas moleculares de 1-propanol (CH3 – CH2 – CH2 OH) y del butano CH3 – CH2 – CH2 – CH3) son 60 y 58 g., respectivamente, y el alcohol ebulle a 82º C, entre tanto que el butano a -0.5ºC. Este comportamiento se debe al fenómeno de atracción intermolecular presente en los alcoholes en estado líquido (este tema se estudiará en el siguiente fascículo).

Nomenclatura.

Como se mencionó, los alcoholes se clasifican en primarios, secundarios y terciarios, de acuerdo con el número de sustituyentes que tenga el carbono al cual se une el oxhidrilo mediante el enlace covalente. El sistema IUPAC para nombrar a los alcoholes sigue las mismas reglas que para los alcanos, elementos que se estudiaron en el fascículo 2 de Química I.

Si se indica que el compuesto contiene el grupo funcional -OH, es decir, que es alcohol, entonces se hace de este modo:

1) Se localiza la cadena más larga de átomos de carbono que contenga el grupo -OH

2) Se enumera la cadena a partir del carbono que se encuentra más cerca de la función química.

3) Para mostrar que el compuesto es una alcohol, se sustituye el sufijo O por OL.

4) Se nombran los radicales en orden alfabético, indicando con un número su posición en la cadena.

5) Se enuncia, finalmente, el nombre de la cadena principal como si fuera lineal con su terminación correspondiente.

Ejemplo

Respetando los lineamientos que marca la IUAPC, ¿qué nombre recibiría el siguiente alcohol?

CH3

CH3 – CH – CH2 – CH – CH3

OH

En este caso se identifica que la cadena más larga que contiene el grupo oxidrilo es de cinco átomos de carbono; posteriormente se enumera a partir del extremo más cercano a la función química; y por último, se enuncia(n) el (los) nombre(s) respectivo(s), de acuerdo a los pasos 4 y 5 anteriores.

CH3

CH3 – CH – CH2 – CH – CH3

OH

4 -metil – 2 pentanol

¿Cuáles son los usos que se le pueden dar a los alcoholes?

Usos

El metanol, llamado comúnmente alcohol de madera, debe su nombre porque en un principio se obtenía por medio del calentamiento de la madera, a muy alta temperatura y en ausencia del aire, condiciones en las cuales ocurre una descomposición en la que aparece el metano por ser de las sustancia volátiles. Actualmente se produce en gran cantidad mediante la adición de hidrógeno al monóxido de carbono. Se utiliza como disolvente industrial.

El etanol <<alcohol>> en lenguaje común, es el constituyente principal de las debidas alcohólicas. Se obtiene por medio de la fermentación de productos vegetales que contienen carbohidratos y con la adición de agua al eteno. Éste se utiliza como disolvente y es una de las principales materias primas de la industria química.

Característica del etanol es que desnaturalizado contiene metanol como impureza y su ingestión puede provocar ceguera temporal o permanente incluso la muerte. Asimismo, un volumen de 30 ml. de metanol puro puede ser la causa de fallecimiento, y la inhalación prolongada de sus vapores ocasionar serios problemas para la salud. En cambio, el etanol sólo es venenoso cuando se consume en grandes cantidades.

El 2- propanol se produce por hidratación del propeno, el cual se obtiene del petróleo; es totalmente soluble en el agua, por lo que es un excelente disolvente industrial, y, por su bajo punto de congelación, se emplea como anticongelante en las alas de los aeroplanos, ya sea en forma de aditivo o de combustible. Además, se utiliza para producir tintas, pinturas y cosméticos. El compuesto con dos grupos oxidrilos, uno en cada uno de los carbonos adyacentes y con la estructura derivada del etano es el etilenglicol, actualmente se usa como anticongelante en los automóviles. Uno de sus usos más frecuentes en la producción de polímeros sintéticos (poliéster, dacrón, mylar); la película mylar se utiliza en las audiocinta y en las cintas de computadoras.

OH OH

l l

CH2 -CH2

etilen – glicol

(1, 2 – etanodiol)

El glicerol o glicerina contiene tres grupos -OH distribuidos en cada uno de los tres carbonos de la estructura derivada del propano. La propiedad de retener la humedad y ser sulfhidrofílico hace útil al gricerol en la producción de dulces, lociones para la piel y productos farmacéuticos.

OH OH OH

l l I

CH2 -CH -CH2

glicerol

(1, 2, 3 propanotriol)

b) Aldehídos y Cetonas

Otro destacado grupo funcional es llamado grupo carbonilo ( c = o). Las moléculas que lo contienen son los compuestos carbonílicos, los cuales se encuentran en gran cantidad en la Naturaleza y en diversas moléculas con importancia biológica, así como en productos farmacéuticos.

Algunos ejemplo de compuestos carbonílicos son:

-Ácido acético, principal componente del vinagre.

-Acetaminofén, que suprime el dolor y baja la fiebre. Lo contienen medicinas contra el dolor de cabeza.

-Dacrón, que se utiliza en las telas para ropa.

O

Estos compuestos contienen un grupo alquilo unido al carbonilo, R

C

, al que en

conjunto se lama grupo acilo.

Los compuestos carbonílicos pueden ser de varios tipos, dependiendo del sustityente que esté unido al grupo acilo. Pueden ser un grupo alquilo, hidrógeno, oxígeno, halógeno o azufre, entre otros.

Para efectos de su estudio, clasificaremos a los compuestos carbonílicos en dos clases:

1) Aldehídos y cetonas. En estas moléculas el grupo acilo está unido a un hidrógeno y a un grupo alquilo, respectivamente.

2) Ácidos carboxílicos y sus derivados. Aquí el grupo acilo está unido al oxígeno, nitrógeno y halógenos.

Primordialmente tenemos con el estudio de los aldehídos y las cetonas, ya que su química es similar. Se sabe que la principal característica del grupo carbonilo se puede predecir examinando su estructura electrónica. Y el enlace entre carbono y oxígeno se establece mediante la compartición de dos pares electrónicos.

Se observa la geometría de las moléculas, de acuerdo con el modelo de repulsión de pares electrónicos en la capa de valencia (RPECV), es triangular, con ángulos de enlace aproximadamente 120º.

C

Se aprecia en el grupo carbonilo que el átomo de oxígeno es más electronegativo que el carbono, por lo que forma un dipolo permanente.

δδ+

C O

¿Qué diferencia existe entre un aldehído y una cetona?

La estructura principal de un aldehído se identifica cuando el grupo carbonilo se enlaza con un alquilo carbonoso y con otro alquilo de hidrógeno.

H

O

II

H C – C –H

H

Existe una variante en donde el grupo carbonilo se encuentra enlazado a dos átomos de hidrógeno, esta modalidad recibe el nombre de formaldehido.

O II H – C –H

En tanto que la estructura principal de una cetona se identifica cuando el grupo carbonilo está enlazado con dos átomos de carbono.

H OH

H

C

C

C

H

HH

Propiedades

Las características especiales del grupo carbonilo -mencionadas anteriormente- influyen en las propiedades de aldehídos y cetonas, como consecuencia de la polaridad de este grupo, las moléculas ligeras son totalmente solubles en agua, y conforme aumenta la masa molar, disminuye su solubilidad; por ejemplo, el aldehído con dos átomos de carbono (etanal), comúnmente llamado acetaldehído, es 100% soluble en agua, mientras que el propanal 16% soluble y el butanal 7%. Entre las cetonas, la propanona (acetona común) es por completo soluble y la butanona es sólo 26% soluble.

Dada la polaridad del carbonilo, los puntos de ebullición de aldehídos y cetonas son más altos que los de las moléculas no polares de la masa molar similar. No obstante, poseen puntos de ebullición inferiores a los de los alcoholes correspondientes, porque los aldehídos y las cetonas no establecen interacciones tan fuertes entre sus moléculas. Las diferencias en los puntos de ebullición de los compuestos carbonílicos y los alcoholes relacionados estructuralmente se hacen más pequeñas al aumentar la masa molecular.

Una característica de los aldehídos de masa molecular baja, es que tienen olor irritante que los compuestos con masas moleculares altas. En tanto que las cetonas son sustancias con fragancia.

Nomenclatura

Los nombres de los aldehídos siguen las mismas reglas IUPAC que los hidrocarburos; se forman cambiando la -O final del nombre del hidrocarburo correspondiente por la terminación -Al, por otro lado, el carbonilo siempre se presenta en el carbono marcado con el número 1. Por lo consiguiente, no es necesario indicarlo. Los siguientes ejemplos ilustran este sistema:

H HH O

En lo que se refiere a las cetonas IVPAC establece utilizar las mismas reglas, pero indicando la posición del carbonilo y sustituyendo la O final del nombre del hidrocarburo correspondiente por la terminación ONA: por ejemplo:

H OH H HHO H

CH

H C CC

H HC CCC

H H 5 H H 4 C H 3 H H 2 H 1H
2-pr opa nona 4 -m ete il, 2 pentanona
Usos

El aldehído más pequeño es el metanal (llamado formaldehído), muy conocido en solución acuosa al 40% (la formalina). Se utiliza en la preservación de preparados biológicos y como desensibilizante nasal en desodorantes. El acetaldehído o etanal se usa para la preparación de ácido acético a nivel industrial y como materia prima en muchos procesos.

La 2- propanona (acetona) y la 2-butanona se utiliza en grandes cantidades como disolventes. Estos compuestos poseen, a menudo, propiedades exóticas y su aroma se utiliza en el campo de la perfumería y como saborizante. Como ejemplo están las cetonas cíclicas, civetona y muscona, que se extraen de las grándulas del gato africano y del macho de la cabra almizclera, sustancia que se emplean como fijadores en la fabricación de perfumes.

(CH2)7 CH3

CH CH2H C

C = O H C

CH2 C = O

(CH2)7 CH2

(CH2)10

civetona muscona

Un ejemplo de aldehídos aromatizante son aquellos que se obtienen de origen natural como el benzaldehído, la vainilla y el cinamaldehído, con aroma a almendras, o sea vainillina y canela, respectivamente.

H benzaldehído vainilla cinamaldehído

c) Ácidos Carboxílicos

Otros importantes compuestos carbonílicos son los ácidos carboxílicos, en los que el

grupo acilo R C está enlazado a un oxhidrilo (-OH) que se conoce como grupo
carboxilo.
O

O II R – C

-OH

Grupo

Grupo acilo

oxidrilo

¿Qué similitud puede existir entre los aldehídos y cetonas con los ácidos

carboxílicos?

Los ácidos carboxílicos son importantes dentro de los compuestos carbonílicos, ya sea en la Naturaleza o en el laboratorio. Ya se mencionó al ácido acético, que se encuentra en el vinagre, pero también tenemos al ácido butanoico que es el responsable del olor <<rancio>> de la mantequilla. El ácido hexanoico se encuentra en el sudor de la cabra.

El hecho de tener los dos grupos funcionales -carbonilo y oxhidrilo- hace que los ácidos tengan propiedades totalmente diferentes y no sólo las características sumadas de estos dos grupos; por lo tanto, se considera a los ácidos como un grupo funcional diferente.

Analicemos la estructura del grupo carboxilo. Hay parecidos entre los ácidos y los aldehídos y las cetonas, lo que es fundamentalmente al grupo carbonilo y a lo que todos ellos tienen geometría molecular angular plana con ángulo de enlace de más o menos 120º entre C – C – O y O – C – O.

ángulo aproximado de 120°

Propiedades

El grupo funcional carboxilo es polar y, en consecuencia, tiene afinidad con el agua. Los ácidos carboxílicos de masa molecular pequeña son totalmente solubles en agua y al aumentar el tamaño del grupo alquilo (-R) disminuye la solubilidad; los puntos de ebullición y de fusión de los ácidos son generalmente más altos en comparación con los demás compuestos estudiados hasta ahora, por la tendencia que tienen las moléculas de los ácidos al unirse con otras similares debido a su polaridad. Estas fuerzas de atracción deben romperse para efectuar los cambios de estado.

Asimismo, los ácidos de baja masa molar tienen olores característicos; por ejemplo, los ácidos metanoico y etanoico tienen olores picantes, entre tanto el ácido butanoico presenta olor a mantequilla rancia.

O II

H – C -OH CH3 – C -OH CH3 – CH2 – CH2 -C – OH II II O O

Ácido Ácido Ácido metanoico etanoico butanoico

Pero la propiedad química más importante de los ácidos carboxílicos es su acidez, es decir, en el agua liberan H+ (protones) que al reaccionar con una base, por ejemplo NaOH, producen sal y agua:

H2O

CH3COOH

CH3COO + H

ácido base sal agua

Nomenclatura

Para nombrar a los ácidos carboxílicos, el sistema IUPAC establece las mismas reglas que para los compuestos (alcoholes, aldehídos y cetonas). La nomenclatura de los ácidos es anteponer la palabra ácido, en seguida del nombre del hidrocarburo correspondiente, cambiando la terminación O por OICO.

HO HHHO

HCCOHCCCCOH

H H H H
ácido etanoico ácido butanoico
H H H O

COH

H

C

CC

H

H

HCH H ácido 3-metil butanoico

Usos

Gran cantidad de ácidos carboxílicos desempeñan en la Naturaleza importantes papeles dentro de la química de los seres vivos; el ácido etanoico o acético es de vital significación en el metabolismo de los carbohidratos y en la producción de ácidos de gran tamaño llamados ácidos grasos, pues participan en la formación de las biomoléculas llamadas acilglicéridos (aceites vegetales).

La vitamina C es un ácido carboxílico (conocido como ácido ascórbico) necesario para el ser humano, dado que su deficiencia produce el escorbuto. El ácido tereftálico interviene en la producción de fibras sintéticas para ropa conocida como dacrón.

Por otra parte, los derivados de los ácidos carboxílicos, en especial sus sales, se utilizan en diversos campos industriales; por ejemplo, el benzoato de sodio se usa como inhibidor de la descomposición de los alimentos, o sea, es un conservador, y el glutamato de sodio de sodio se emplea para realzar el sabor, es decir, es un condimento de los alimentos preparados.

En general, los ácidos carboxílicos tienen un campo de acción preferente en la Bioquímica, que se estudiará de manera introductoria en el fascículo 3 de Química II.

d) Aminas

Otro elemento químico cuyo campo de acción se encuentra en los compuestos del carbono es el nitrógeno, el cual al enlazarse con un átomo de carbono de hidrócarburo forma el grupo funcional amina. Éste se puede considerar como un derivado del amoniaco (NH3), donde se han sustituido uno o más hidrógenos por grupos alquilo (-R):

H H

H

amoniaco ( NH3)

1) Al cambiar un átomo de hidrógeno del amoniaco por un grupo de alquilo se obtiene

una amina primaria. (R N H2).
CH3 N H H Amina primaria CH3 Ejemplo CH2 NH2 (Etilamina)

2) Cuando se sustituyen dos hidrógenos por dos alquilos se consigue una amina secundaria.

Ejemplo

CH3 NH H CH3 CH3 N CH2 CH3 Amina secundaria (Etilmetilamina)

3) Y, si se unen tres grupos alquilos en lugar de los tres hidrógenos, entonces se logra una amina terciaria.

CH3 N CH3 Ejemplo
CH3 CH2 CH3
Amina terciaria CH3 N CH2 CH2 CH3

(Etilmetilpropilamina)

La estructura del grupo funcional amina es análoga a la del amoniaco y, de acuerdo con el modelo de repulsión de pares electrónicos en la capa de valencia, la molécula es de forma de pirámide triangular, dado que tiene un par de electrones libres; existe polaridad ya que el nitrógeno es:

N

N

H

H

H CH3

HH

más electronegativo que el carbono y el hidrógeno:

N

N

δ+

δ+

H

H

CH3

H

δ+

H

H

Propiedades

Dada la electronegatividad del nitrógeno presente en las aminas, sus moléculas tienden a atraerse mutuamente -aunque estas fuerzas son más débiles que en las moléculas de alcoholes ácidos-, o sea, el enlace tiene menor polaridad. A estas fuerzas se debe que los puntos de ebullición de las aminas se sitúen en un rango intermedio entre los hidrocarburos (no polares) y los alcoholes (polares) de masa molecular comparable. Sin embargo, la amina terciaria no presenta estas fuerzas de atracción y, en consecuencia, sus puntos de ebullición son menores que los de las aminas primarias y secundaria con masa molecular equivalente y cercanos a los puntos de ebullición de los alcanos de masas moleculares similares.

Las aminas pequeñas tienen olores muy desagradables, idénticos a los del amoniaco y son totalmente solubles en agua, ya que la estructura del grupo amino es semejante a la del agua.

Nomenclatura.

La nomenclatura para el grupo de las aminas requiere de la siguiente regla: se indica el nombre del grupo alquilo con la terminación amina, posteriormente se enumeran los carbonos, por ejemplo:

CH3

CH2

NH2 CH3 CH2 CH2 CH2 NH2

4321

Etil amina butil amina

CH3 CH CH2 CH2 NH2

21

43

CH3

3- metil – butilamina

Usos

Las aminas son compuestos que se encuentran ampliamente distribuidos en plantas y animales, con gran importancia biológica, fisiológica y psicológica; por ejemplo, la adrenalina y la noradrenalina son sustancias que intervienen en la transmisión de los impulsos nerviosos; las anfetaminas son estimulantes; la mezcalina es alucinógeno, la morfina y la codeina, poderosos analgésicos. Éstos, entre otros compuestos, tienen en su estructura grupos amino. Además, algunas aminas funcionan como vitaminas, y existen otras, como la nicotina, sustancia presente en el tabaco, causante del hábito de fumar. Sus estructuras se ilustran enseguida.

“FÍSICAS DE LAS SUSTANCIAS CON ENLACE COVALENTE” (OBLIGATORIA).

Objetivo

Conocer el comportamiento de las sustancias consideradas como covalente a través de la determinación de propiedades como punto de fusión, punto de ebullición y solubilidad, para establecer la relación entre estructura y propiedades.

Cuestionario de conceptos antecedentes

  1. ¿Qué es la polaridad de enlace? __________________________________________
  2. ¿Cuál será la forma geométrica del agua, del amoniaco y del dióxido de carbono, de acuerdo con el modelo de repulsión de pares electrónicos en la capa de valencia?
  3. ¿Qué es el punto de ebullición? __________________________________________
  4. ¿Qué es el punto de fusión? ____________________________________________
  5. ¿Qué es la solubilidad? ________________________________________________
  6. ¿Qué es la volatilidad? _________________________________________________

Experimento I Objetivo

Determinar el punto de fusión del ácido benzoico, como característica en su identificación del tipo de enlace que presenta.

¿Qué necesitas?
Materiales Sustancia
☞ 2 Tubos capilares ☞ 1.0 Ácido benzoico
☞ 1 Vaso de precipitados de 250 mL ☞ 200 ml Ácido vegetal o lugol
☞ 1 Soporte Universal
☞ 1 Mechero de Bunsen
☞ 1 Anillo de hierro de 10 cm
  • 1 Tela de alambre con asbesto
  • 1 Termómetro de -10 a 400º C
  • 1 Pinza para termómetro

Prevención y seguridad

La indicada para trabajar en el laboratorio, así como trabajar con mechero y el material de vidrio caliente.

Ácido benzóico.- sustancia poco tóxica, no la inhales irrita las mucosas respiratorias.

¿Cómo hacerlo?

Mediante calor cierra un extremo del tubo capilar, coloca dentro de él ácido benzoico alrededor de 2 cm del del tubo- y con un trozo de hule látex amarra el capilar al termómetro de tal manera que coincida con el bulbo.

Introdúcelos en un vaso de precipitados que se ha llenado aproximadamente a la mitad con el aceite y calienta; observa cuidadosamente y cuando el sólido se funda, registra la temperatura.

Hipótesis

Una vez que haz revisado el procedimiento contesta la siguiente pregunta.

¿El punto de fusión de las sustancias covalentes, será mayor o menor que el de las sustancias iónicas? _____________________________________________________

AHORA REALIZA EL EXPERIMENTO

Registro de observaciones

  1. ¿Qué observas al calentar? _____________________________________________
  2. ¿A qué temperatura se fundió la sustancia? _________________________________

Experimento II Objetivo Determina el punto de ebullición del etanol, para relacionarlo con el tipo de enlace que

presenta.

¿Qué necesitas?

Materiales Sustancias

  • Cuerpos de ebullición ☞ 200 ml Agua
  • 1 Tubo de ensaye de 18 x 150 mm ☞ 2 ml Etanol
  • 1 Vaso de precipidados de 250 ml
  • 1 Soporte universal
  • 1 Mechero de Bunsen
  • 1 Anillo de hierro de 10 cm
  • 1 Tela de alambre con asbesto
  • 1 Termómetro de -10 a 400º C
  • 1 Pinza para termómetro
  • 1 Pinza para bureta

Prevención y seguridad

La indicada para trabajar en el laboratorio, así como para trabajar con mechero y material de vidrio caliente.

Etanol.- Líquido incoloro, volátil, inflamable, de olor agradable y poco tóxico por ingestión.

¿Como hacerlo?

Coloca 2 ml de etanol en un tubo de ensaye y calienta en un baño de agua, así como indica la figura.

El calentamiento debe ser suave, recuerda que el etanol es inflamable. Al empezar a desprenderse burbujas mide la temperatura que corresponde al punto de ebullición aproximado de la sustancia.

Precaución: EL ETANOL ES INFLAMABLE, CALIENTA CON CUIDADO Hipótesis

Ahora que sabes cómo realizar el experimento podrías decir, ¿cuál esperas que sea el punto de ebullición del etanol?, y si esta temperatura será mayor a la del punto de ebullición del agua.

REALIZA EL EXPERIMENTO

Registro de observaciones

  1. ¿Qué observas al calentar? _____________________________________________
  2. ¿A qué temperatura ebulle la sustancia? ___________________________________

Experimento III

Objetivo

Determinar la solubilidad de algunas sustancias con enlace covalente, para relacionar la solubilidad con la estructura.

¿Qué necesitas?

Materiales Sustancia

  • 12 Tubo de ensaye de 16 x 150 mm ☞ 10 ml Agua
  • 1 Gradilla par tubos de ensaye ☞ 10 ml 1-Butanol
  • 5 Pipeta graduada de 5 ml ☞ 10 ml Tetracloruro de carbono
  • 1 Espátula de porcelana ☞ 2 g Azúcar común
  • 3 Agitadores de vidrio ☞ 2 g Ácido benzoico
  • 2 gotero ☞ 5 ml 2-propanona (acetona)

☞ 2 ml Ácido oleico

Prevención y seguridad

La indicada para trabajar en el laboratorio

2-Propanona (Acetona).- Líquido flamable, de color característico y picante. No lo debes inhalar directamente; no lo pongas en contacto con la piel y no lo ingieras. 1- Butanol.- Líquido inflamable, de olor característico. Poco tóxico, no debes tener

contacto con esta sustancia, ni por ingestión, ni por inhalación. No lo toques.

Tetracloruro de carbono.- Líquido incoloro, de olor característico, es inflamable. Tóxico no lo debes inhalar, ingerir o poner en contacto con la piel. Ácido benzoico.-sustancia poco tóxica, no la inhales irrita las mucosas respiratorias.

¿Cómo hacerlo?

En una gradilla coloca tres tubos de ensaye y pon en cada uno de ellos aproximadamente 0.5 ml de 2 propanona; al primero agrega 2 ml. de agua; al segundo 2 ml de tetracloruro de carbono; y al tercero, 2 ml. de 1-butanol. Agita los tubos y observa.

Repite la misma secuencia de pruebas con el ácido benzoico. En la gradilla coloca tres tubos de ensaye y vierte en cada uno de ellos aproximadamente 0.5 ml de 2 – propanona; al primero agregar 2 ml de agua; al segundo 2 ml de tetracloruro de carbono y al tercero, 2 ml de 1 -butanol. Agita los tubos y observa.

Repite la misma secuencia de pruebas con el ácido oleico.

Hipótesis

¿Qué reacciones crees que se pueden presentar en cada una de las sustancias?

REALIZA EL EXPERIMENTO

Registro de observaciones

Anota el grado de solubilidad del soluto en cada disolvente, y al efecto llena la siguiente tabla:

Agua Tetracloruro de carbono 1-Butanol
Azúcar
Ácido benzoico
2-Propanona
Ácido oleico

Utiliza: i = insoluble ps = poco soluble s= soluble

Cuestionario de reflexión

  1. El punto de fusión del cloruro de sodio es de 800 ºC. ¿Por qué el punto de fusión de las sustancias con enlaces covalentes es más bajo?. Explica. __________________
  2. Si el agua y el etanol se parecen estructuralmente y la molécula del etanol es mas grande que la del agua, ¿Por qué el punto de ebullición del alcochol es más bajo?
  3. A través del modelo de Lewis y los valores de la electronegatividad indica la polaridad de los solutos y los disolventes ___________________________________
  4. Establece la relación entre la polaridad y la solubilidad ________________________

Conclusiones

Para poder elaborar las conclusiones debes tomar en cuentra el cuestionario de conceptos antecedentes, los datos obtenidos de cada experimento y el cuestionario de reflexiones.

Por otro lado, no olvides establecer las relaciones entre propiedad y estructura.

Por otro lado, no olvides establecer las relaciones entre propiedad y estructura.

Una de las principales características que tiene el carbono es su capacidad para construir enlaces químicos, ya sea entre sí o con otros elementos, a partir de esta variedad la química se ha permitido agrupar ciertas combinaciones (grupos funcionales), entre los que podemos observar enlaces covalentes, como por ejemplo: el grupo hidroxilo, del cual se forman los alcoholes, ya sean primarios, secundarios o terciarios; grupo carbonilo, en donde sus compuestos pueden ser los aldehídos o cetonas, esto dependerá del grupo alquilo con el que se combine, independientemente de esto, ambos son solubles al agua y su punto de ebullición es menor al de los alcoholes, de 82º ; grupo carbonilo, los compuestos que lo caracterizan son los ácidos carboxílicos, un ejemplo de ello es el ácido etanoico o acético que tiene una gran importancia en el metabolismo de los carbohidratos y en la producción de ácidos grasos; y grupos amino, dentro del que se encuentran las aminas con una función química de un átomo de nitrógeno y dos de hidrógeno (NH2), un ejemplo es la nicotina, sustancia que provoca el hábito de fumar.

Después de que hayas observado con atención el esquema, podrás elaborar una síntesis de los conceptos más importantes que fueron abordados en este capítulo.

ENLACE COVALENTE

MODELO DE LEWIS EN ELEMENTOS NO METÁLICOS

ESTRUCTURA MOLECULAR

COMPUESTOS DE CARBONO

conformado por

MODELO DE ELECTRONEGATIVIDAD GRUPOS ENLACE COVALENTE

las

EXCEPCIONES DE LA REGLA DEL HIDROXILO CARBONILO CARBOXILO OCTETO

es propio de los se encuentra en donde se ubican los

ALCOHOLESALDEHÍDOS

ÁCIDO CARBOXÍLICO

R -OH O

O II

II R – C – H R – C

A continuación te presentamos una serie de actividades, las cuales te permitirán aplicar los conocimientos adquiridos en el capítulo, te invitamos a que los lleves a cabo.

  1. Con base al modelo de Lewis establece el tipo de enlace de los siguiente compuestos.
  2. De los siguientes elementos, qué combinaciones pueden formar enlaces covalentes conforme a su electronegatividad.
a) HNO2 Tipo de enlace _____________________________________________ __________________________________________________________
b) NH3 Tipo de enlace _____________________________________________ __________________________________________________________

a) I con 2.5 de electronegatividad b) O con 3.5 de electronegatividad c) Li con 1.0 de electronegatividad d) S con 2.5 de electornegatividad

Anota en los renglones las combinaciones que consideres apropiadas.

3. De las siguientes sustancias, conforme a su estructura molecular, cuál(es) tiene(n) propiedades similares al agua (puedes anotar en los renglones)

a)

H

b ) H ___________________________________________________
___________________________________________________
H C OH ___________________________________________________
___________________________________________________
H ___________________________________________________
H H H
c) H C C C H
H H H

d) O II R – C – OH

  1. Anota en los renglones siguientes ¿cuál(es) de las moléculas anteriores cumplen con un enlace polar?
  2. Identifica qué tipo de enlaces se presenta en las siguientes moléculas.

Tipo de Enlace

a) H

H _____________________________________

H

b) H

H

H

d) H

H

6. Indica, con una línea, cuál de los siguientes compuestos puede sustituir en algunas propiedades a la vainilla, tomando como base su fórmula.

O

Los aldehídos aromáticos a) CH = CH – C – H como la vainilla se utilizan en algunos alimentos. La

O fórmula de la vainilla es:

O II OH b) CH3 – CH2 – CH2 – C – H OCH3

O

(CH2)7 c) H – C II

C = O C = 0 H – C (CH2)7 H

7. Con base a las reglas de nomenclatura IUPAC tienes que mencionar los nombres de los siguientes compuestos:

CH3 NOMBRE a) I CH3 – CH2 – CH – OH _________________________________

b) CH3 – CH – CH – CH2 – CH3 _________________________________ I I OH CH2 I CH3

c) CH3 – CH2 – C – CH3 _________________________________ II O

d) CH3 – CH – CH3 = O _________________________________ l CH3

CH3 O I II e) CH3 – CH -CH -C – OH _________________________________ I CH2 I CH3

f) CH3 – CH2 – CH2 – NH2 _________________________________

8. Completa las columnas de la siguiente tabla.

NOMBRE FÓRMULA ESTRUCTURA TIPO DE GRUPO PROPIEDADES
DE LEWIS ENLACE FUNCIONAL
ÁCIDO NITROSO -COVALENTE
NITRATO DE MAGNESIO Mg (NO3)2 ÁCIDO
METANOL O H H H H C
ETANOL CH3 – CH2 OH
PROPANO AMIDA AMINO
AMONIACO N H H H
ÁCIDO ACETICO -IÓNICO -COVALENTE
BUTANONA -Las moléculas ligeras son solubles al agua

En este apartado podrás comparar los resultados de las Actividades Integrales, además de que podrás encontrar una pequeña guía sobre lo que debiste considerar para tus respuestas.

O

1. a)O

H Recuerda que la estructura molecular debe ser simétrica si es no polar y asimétrica si es polar. H

b)

H

H

    1. Li I No olvides que los enlaces covalentes se dan en función de la
    2. similitud de electronegatividad. SO
  1. b) H El grupo funcional OH de los alcoholes presentan una l molécula parecida a la del agua. H – C – OH

I H

O O

4. b) d)
Partiendo del hecho de que existe una semejanza entre
H O la estructura del agua y de los alcoholes, entonces si la
I II estructura del agua es polar, es posible afirmar que,
H – C – OH R -C- OH también la estructura de los alcoholes es polar.
I
H 5. a), b) y c) Presentan enlace covalente simple por compartir un par de electrones cada una de las especies.
d) Presenta enlace covalente coordinado, puesto que una sola especie comparte dos electrones.
6. a) Por presentar el mismo grupo funcional característico de los aldehídos aromáticos.

7. a) 1 metil, propanol b) 3 etil, 2 pentanol c) Butanona d) 2 propanale) Ácido 3 etil, 2 metil propanóico f) Propilamina

8.

ÁCIDO NITROSO NITRATO DE MAGNESIO METANOL NOMBRE HNO2 Mg (NO3)2 CH3 – OH FÓRMULA NH O O O OO O NN Mg O H H H H C ESTRUCTURA DE LEWIS -COVALENTE -COVALENTE -COVALENTE COORDINADO -IÓNICO -COVALENTE O TIPO DE ENLACE ÁCIDO ÁCIDO ALCOHOL GRUPO FUNCIONAL PROPIEDADES
ETANOL CH3 – CH2 – OH H H H H H H H H -IÓNICO -COVALENTE H ALCOHOL
PROPANO AMIDA CH3- CH2- CH2-NH2 H C C C N H H H H H H H H -COVALENTE H -IÓNICO AMINO
AMONIACO NH3 N H H H -COVALENTE AMINO
ÁCIDO ACETICO CH3 – CH2 – COOH H C C C H H H H H -IÓNICO -COVALENTE O CARBOXILO
BUTANONA CH3 -CH3 – CH2 – CH = O H C C C C H H H H H H H -IÓNICO -COVALENTE O ALDEHÍDO Las moléculas ligeras son solubles al agua.

99

En este fascículo aprendiste que:

ENLACE QUÍMICO

PROPIEDADES PERIÓDICAS

como

RADIO

ELECTRONEGATIVIDAD ATÓMICO

ENERGÍA DE IONIZACIÓN

TIPO

IÓNICO METÁLICO COVALENTE

que se aplicaconformado formadoen los por un por

METAL NO METAL DOS OGRUPOS MÁS FUNCIONALES

tales como

HIDROXILO

CARBONILO

CARBOXILO

AMINO

En este apartado podrás poner en práctica los conocimientos que has adquirido a lo largo del fascículo, por lo que te pedimos que realices todo lo que se te pida.

A continuación te presentamos una serie de conceptos, los cuales deberás explicar y dar un ejemplo de cada uno de ellos.

  1. Electrones de Valencia.
  2. Ionización.
  3. Electronegatividad
  4. Enlace Iónico o Electrovalente
  5. Enlace Metálico

6. Enlace Covalente

7. Enlace Covalente Coordinado

La Autoevaluación está diseñada para que verifiques los aciertos y/o errores que pudieran surgir al realizar las Actividades de Consolidación.

    1. Los electrones de Valencia son aquellos electrones que se encuentran localizados en
    2. el último nivel de energía de un átomo, como por ejemplo el Litio (Li17) o carbono (C4+).
  1. La Ionización se presenta cuando un metal dona un electrón para formar una visión positiva, como el siguiente ejemplo:
  2. La Electronegatividad es una propiedad que tiene el átomo de atraer los electrones hacia si mismo, sin embargo existe un alto índice de probabilidad de que los metales pierden electrones, como por ejemplo:

Zn Zn

El oxígeno atrae los electrones

  1. El Enlace Iónico o Electrovalente se origina cuando se une un metal con un no metal, cabe hacer notar que en este tipo de enlaces el metal es el que tiende a ceder sus electrones. Estos compuestos tienen un alto punto de fusión y de ebullición, además de que son buenos conductores de energía.
    1. Los Enlaces Metálicos se caracterizan por formarse a partir de la unión de dos o más metales, además de que se manifiestan como una red rígida de iones positivos dentro de una nube electrónica.
    2. Otras de sus características es que son ductiles, tienen brillo, conducen el calor, entre otros.
  2. Los Enlaces Covalentes se presentan cuando existe la unión de no metales, es decir cuando un átomo comparte un par o más de electrones con otros átomos.
  3. Los Enlaces Covalentes Coordinados se dan cuando sólo un átomo proporciona los electrones, para llevar a cabo el enlace como en el caso del metano CH4:

H H

C

H donde

es un enlace coordinado H

Los productos químicos que actualmente se utilizan son el fruto de años de trabajo y de investigación, y la labor de los químicos se resume en el análisis de las sustancias con el objetivo de conocer su estructura y así explicar su comportamiento, pues conociendo éstas pueden sintetizar otras sustancias con propiedades deseables y aprovechables.

Para ejemplificar, se tomó la siguiente lectura:

“Cualquiera sabe que el azúcar es blanca, dulce al paladar y se disuelve en agua. Y cuando le preguntamos al químico: ¿qué es el azúcar?, el nos dice: es casi un 100% de sacarosa. Le contestamos: ¡extraño nombre!. Usted no nos ha contestado nada, simplemente ha cambiado una palabra común por otra menos conocida. ¿Qué es eso que usted llama sacarosa?. Ahora, toma un lápiz y dibuja estos signos extraños en una hoja de papel:

CH2OH

O

H OH OHH

“La respuesta es asombrosa: el azúcar es sacarosa y la sacarosa parece ser un jeroglífico. En ese dibujo no conoceremos ni la blancura, ni la dulzura, ni la solubilidad. Ahora queremos saber cómo llegó él a conocer que el azúcar, qué tanto los químicos como nosotros usamos para endulzar el café, es así, tan extraña, y nos dirá que no fue mirando ni oliendo, ni tocando, ni gustando lo que venden en la tienda. Alcanzó ese conocimiento trabajando, utilizando conocimientos científicos anteriores, formulando hipótesis, poniendo a prueba. Todavía puede quedarnos una duda: ¿para qué sirve esta traducción de lo tangible del azúcar o a lo abstracto e irreconocible de la fórmula de la sacarosa?. Y la respuesta del químico terminará con nuestra duda: lo abstracto de la fórmula de la sacarosa no proviene de lo dulce del sabor del azúcar; por el contrario, la dulzura del azúcar se explica por lo abstracto de la fórmula insípida; nos mostrará también en el papel que, alterando ciertos enlaces, se obtienen sustancias parecidas al azúcar, pero con sabores distintos, y que él puede planear la preparación de otras sustancias dulces que no existan en la Naturaleza, etcétera”.

De hecho, conociendo la estructura molecular se pueden explicar las propiedades y es más, con el conocimiento de los enlaces en la molécula, es posible incrementar las propiedades deseables, disminuir las no deseables o simplemente cambiar éstas.

Ácidos grasos. Ácidos carboxílicos presentes en las grasas (lípidos).

Afinidad electrónica. La cantidad de energía necesaria o requerida cuando un átomo gaseoso, aislado y en su estado fundamental, gana un electrón. Anión. Ion cargado negativamente Calcógeno. Miembro del grupo 16 de la tabla periódica. Catión. Ion cargado positivamente. Centro (kernel). Todo el cuerpo del átomo, excepto su capa o valencia de electrones Electronegatividad. Tendencia relativa de los átomos enlazados de atraer los

electrones hacia sí.

Energía de ionización. Energía necesaria para remover un electrón de un átomo gaseoso aislado y en su estado fundamental. También se llama potencial de ionización. Enlace iónico. Atracción electrostática entre iones de carga eléctrica opuesta. Enlace químico. Fuerza atractiva que mantiene unidos a los átomos en un compuesto.

En principio, puede ser iónico, metálico o covalente. Estructura de Lewis. Método para indicar la asignación de electrones de valenecia a

un átomo, molécula o ion, representándolos como puntos alrededor de una letra que representa el centro o kernel del átomo. Fórmula molecular. Fórmula que representa el total de átomos de cada elemento

presente en una molécula de un compuesto. Grupo carbonilo. Grupo de átomos. O II C Grupo carboxilo. Grupo de átomos. O II C

OH

Grupo funcional. Un átomo o grupo de átomos que caracterizan a un tipo de compuesto.

Halógeno. Miembro del grupo 7 en la tabla periódica. Metal. Aquel elemento que tiende a ceder, fácilmente, sus electrones de valencia. No metal. Elementos que tienden a aceptar, fácilmente, electrones para completar su

último nivel. Poli-alcohol. Compuesto con más de dos grupos oxhidrilo. Punto de ebullición. Temperatura a la cual la presión de vapor de líquido es igual a la

presión atmosférica.

Punto de fusión. Temperatura a la cual los estados sólidos y líquido de una sustancia está en equilibrio. Regla del octeto. Regla que postula que una configuración ns2np6 (capa de valencia)

en un átomo es especialmente estable. Solubilidad. Cantidad de soluto que se disuelve en una cantidad específica de solvente Solvatar. Proceso a través del cual las moléculas de solventes polares (agua) rodea a

los aniones y los catiiones de los compuestos iónicos produciendo su disolución. Sustancia volátil. Sustancia que se evapora fácilmente; líquido con presión de vapor alta y bajo punto de ebullición.

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FASCÍCULO 1


INTRODUCCIÓN

CAPÍTULO 1. CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO9

PROPÓSITO 11

1.1 LEYES PONDERALES 13
1.1.1 Ley de la Conservación de la Masa (Antoine Laurent Lavoisier) 13

1.1.2 Ley de los Pesos Equivalentes (Jeremías Benjamín Richter) 22

1.1.3 Ley de las Proporciones Constantes o Definidas (Joseph Louis Proust)24 a) Composición centesimal 29

1.1.4 Ley de las Proporciones Múltiples (John Dalton) 30
1.2 TEORÍA ATÓMICA 35

1.2.1 Aspectos Históricos 35 a) La teoría atómica y las leyes ponderales36 b) Pesos atómicos relativos (masa atómica) 36

1.2.2 Cálculos Estequiométricos

38 a) Masa Molecular (suma de moléculas)

38 b) Masa Molar

40 c) Fórmula Química

43 d) Fórmula Mínima (empírica)

44 e) Fórmula Molecular

46

RECAPITULACIÓN

49

ACTIVIDADES INTEGRALES

50AUTOEVALUACIÓN 53

CAPÍTULO 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS NUCLEARES

PROPÓSITO

2.1 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA
2.1.1 Carga Eléctrica

2.1.2 Tubo de Rayos Catódicos a) Características de los rayos catódicos b) Electrón (primera partícula subatómica) c) Protón (segunda partícula subatómica) d) Modelo atómico de Thomson

2.2 RADIACTIVIDAD
2.2.1 Antecedentes Históricos

2.2.2 Modelo Atómico de Rutherford a) Postulado del modelo atómico de Rutherford

2.2.3 Modelo Atómico de Bohr a) Espectros b) El átomo de Bohr c) Modelo Atómico de Bohr -Sommerfeld

2.2.4 Configuración Electrónica a) Espín b) Configuración electrónica y la tabla periódica

2.3 FENÓMENOS NUCLEARES
2.3.1 Isótopos a) Isótopos y sus aplicaciones

2.3.2 Neutrón

2.3.3 Energía de Amarre

2.3.4 Fisión Nuclear a) Reactor Nuclear

2.3.5 Fusión Nuclear

RECAPITULACIÓN ACTIVIDADES INTEGRALES AUTOEVALUACIÓN

55

57

59

59 62 63 65 66 67

76

76 77 78 80 81 85 94 96 99 101

105

105 106 106 108 108 109 110

116 117 121

RECAPITULACIÓN GENERAL 123 ACTIVIDADES DE CONSOLIDACIÓN 124 AUTOEVALUACIÓN 126 GLOSARIO 128 BIBLIOGRAFÍA CONSULTADA 132

Desde épocas remotas, posiblemente desde los griegos, el ser humano se ha visto en una constante lucha por comprender ciertos aspectos de la naturaleza, tales como querer saber cómo está hecha la materia o si una muestra de hierro se puede dividir infinitamente, sin que dejen de ser hierro, éstos y otros dilemas son los que siempre le han preocupado al hombre.

En este sentido, el fascículo tiene como objetivo que reconozcas la estructura del átomo y lo identifiques como la unidad básica en la materia: para lograr lo anterior deberás llevar a cabo experimentos relacionados con las leyes ponderables y las propiedades electromagnéticas, revisar el modelo atómico de Bohr, y realizar cálculos estequiométricos; todo lo anterior te podrá servir para comprender, cuantificar e interpretar el comportamiento de la materia y contar con los antecedentes necesarios para iniciar el estudio de los enlaces químicos.

A partir de lo anterior, el fascículo se encuentra dividido en dos capítulos:

En el capítulo 1, titulado, “CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO”, revisaremos las leyes ponderales (ley de la conservación de la masa, ley de los pesos equivalentes, ley de las proporciones constantes y la ley de las proposiciones múltiples) que dieron origen a la teoría Atómica. Posteriormente, nos centraremos en cómo se estableció dicha teoría y en el cálculo de las diferentes variables que influyen en el comportamiento del átomo.

En lo que se refiere al capítulo 2, “ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS NUCLEARES”, haremos mención al principio de los rayos catódicos, la existencia del electrón (partícula negativa) y el protón (partícula positiva). Posteriormente hablaremos del primer modelo atómico (“pastel de pasas”), el cual sirvió como base para realizar experimentos en la emisión de radioactividad. Como tercer tema revisaremos el modelo atómico de Niels Bohr, y su propuesta sobre los niveles de energía. Por último, te daremos a conocer cuáles son los usos y/o aplicaciones, de este modelo, así como los cambios que puede sufrir el núcleo atómico, como son la fusión y la fisión.

CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL ÁTOMO

1.1 LEYES PONDERALES

1.1.1 Ley de la Conservación de la Masa

1.1.2 Ley de los Pesos Equivalentes

1.1.3 Ley de las Proporciones Constantes o Definidas

1.1.4 Ley de las Proporciones Múltiples

1.2 TEORÍA ATÓMICA

1.2.1 Aspectos Históricos

1.2.2 Cálculos Estequiométricos

Con la lectura de este capítulo conocerás cuál es la Teoría Atómica, esto lo lograrás a partir de la revisión: de las leyes ponderables y su aplicación en experimentos; Modelo Atómico de Bohr, realizando cálculos estequiométricos en la Teoría Atómica. El conocer lo anterior te permitirá reconocer la existencia del átomo y contar con antecedentes para iniciar el estudio de la estructura atómica.

CAPÍTULO 1. CUANTIFICACIÓN ELEMENTAL DE LOS

COMPUESTOS Y LA EXISTENCIA DEL

ÁTOMO

1.1 LEYES PONDERALES

Las leyes ponderales son un conjunto de leyes que se descubrieron mediante la experimentación y hacen referencia a las relaciones que, en una reacción química, cumplen los pesos de las sustancias reaccionantes y de los productos de la reacción. Estas leyes son:

x Ley de la conservación de la masa o de Lavoisier.

x Ley de los pesos equivalentes propuesta por Richter.

x Ley de las proporciones constantes o definidas de Proust.

x Ley de las proporciones múltiples debida a Dalton.

1.1.1 LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (ANTOINE LAURENT LAVOISIER)

La explicación de los extraños cambios de peso durante la combustión se tuvo que buscar en los gases que aparecían o desaparecían mientras se formaban nuevas sustancias. Pese al lento desarrollo de su estudio, desde Jean Baptista Van Helmont (1577-1644) hasta George Ernest Sthal (1660-1734), no se había intentado tomarlos en cuenta. Pensando en los cambios de peso durante la combustión, los investigadores sólo tenían ojos para los sólidos y los líquidos. Las cenizas eran más ligeras que lamadera, pero; ¿qué ocurría con los vapores liberados por la madera ardiente?. Éstos no se consideraban.

Figura 1. Combustión de un tronco de madera.

Antes de poder subsanar estas deficiencias era preciso que los químicos se familiarizaran más con los gases. Es por ello que el estudio de los mismo es tan importante en la Química (véase fascículo 2 de Química I).

Si se pesa una vela de parafina, se enciende y deja consumir durante cierto tiempo en presencia del aire. Posteriormente se vuelve a pesar la vela, encontrándose un aparente cambio de peso. ¿Qué habrá sucedido?. ¿Se habrá destruido la materia?.

Por otro lado, si se pesa un clavo de hierro, posteriormente se expone al aire húmedo durante un periodo largo de tiempo. Después de este período se pesa el clavo y se registra un aumento, aparente, de peso. ¿Ante este cambio químico podríamos decir que se creó la materia?.

Figura 2. Antoine L. Lavoisier (1743-1794), científico francés que aplicó la Cuantificación a la Química, la que lo llevó a proponer la Ley de la Conservación de la Materia.

Desde el principio de sus investigaciones, Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794) reconoció la importancia de las mediciones precisas. Lavoisier, siendo más sistemático, utilizó la cuantificación como instrumento para derribar viejas teorías que entorpecían el progreso de la Química, ya que aún en 1770 existían científicos que seguían aceptando la vieja concepción griega de los cuatro elementos y de la transmutación ya que, por ejemplo, el agua se transformaría en tierra, calentándola durante mucho tiempo.

Durante 101 días, Lavoisier hirvió agua en un aparato que condensaba el vapor y lo devolvía al matraz, de manera que en el transcurso del experimento no se perdía sustancia alguna (pesó el agua y el recipiente, antes y después del experimento).

El sedimento (la tierra) apareció, pero el agua no varió de peso durante la ebullición. Sin embargo, una vez extraído el sedimento, resultó que el matraz pesaba menos, justamente lo que pesaba el sedimento. Es decir, el sedimento no era agua convertida en tierra, sino vidrio atacado por el agua caliente y precipitado como sedimento.

De manera similar, Lavoisier estudió la combustión, fenómeno que era problemático explicar para la Química del siglo XVIII. En este estudio también mostró que si en el curso de los experimentos se tenían en cuenta todas las sustancias que formaban parte de la reacción química y todos los productos formados, nunca habría un cambio de peso (o utilizando el término más preciso, un cambio de masa). Es por ello que Lavoisier mantuvo la idea de que la masa no se crea ni se destruye, sino que solamente cambia de una sustancia a otra. Ésta es la llamada Ley de la conservación de la masa, formulada en 1783, la cual sirvió de fundamento para la Química del siglo XIX.

Las conclusiones obtenidas por Lavoisier fueron tan importantes, que los químicos aceptaron sin reserva el uso de la cuantificación en sus investigaciones.

“DETERMINACIÓN DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA” Objetivo

Determinar la masa de las sustancias antes y después de una reacción, mediante la medición de su masa para comprobar que se conserva.

Cuestionario de conceptos antecedentes

1) ¿Cómo se enuncia la Ley de la Conservación de la Materia?

2) ¿Cómo se define la masa de una sustancia?

3) ¿Qué relación hay entre la masa y la materia?

Experimento I

Objetivo

Determinar la masa de una vela y los productos de su combustión para identificar si hay variación.

Hipótesis

Elabora una hipótesis que involucre a la masa de la vela antes y después de la combustión:

¿Qué necesitas?

Materiales Sustancias

  • 1 Frasco de vidrio de 4 L de boca ancha ☞ 1 vela de 3 cm. y con tapa de rosca.
  • 1 Balanza granataria con plataforma.
  • 1 Alambre de cobre de 50 cm.

Prevención y seguridad

La indicada para el trabajo con material de vidrio.

¿Cómo hacerlo?

Enrolla fuertemente el extremo de un tramo de alambre de cobre alrededor del extremo inferior de la vela. Usa el alambre como asa para introducir la vela hasta el fondo del frasco de boca ancha. Corta el alambre de cobre de modo que quede dentro del frasco sin que interfiera con la tapa. Coloca en una balanza adecuada el frasco, con la vela, el alambre y la tapa, como lo muestra la figura.

Figura 3.

Pesa el conjunto y registra el dato.___________________________________________

Usa el asa de alambre para sacar la vela del frasco. Enciende la vela y bájala rápidamente hasta el fondo del frasco. Tápalo inmediatamente y observa lo que ocurre con el equilibrio de la balanza, conforme se consume la vela. Registra el peso y anota el dato.

Una vez extinguida la llama abre el frasco; sopla en él o bien inviértelo durante varios minutos para dejar escapar los productos de la combustión. Coloca ahora el frasco con la vela, el alambre y la tapa en la balanza. Pesa el conjunto y registra el dato.

Vuelve a sacar la vela con el alambre, enciéndela y colócala en el fondo del frasco sin taparlo. Observa lo que ocurre con el equilibrio de la balanza conforme arde la vela.

Registro de observaciones

Peso inicial del sistema.____________________________________________________

Peso después de arder la vela.______________________________________________

Peso después de dejar escapar los productos de la combustión.____________________

¿Qué ocurre mientras arde la vela cuando no se tapa?.___________________________

Experimento II Objetivo

Observar el peso durante la fusión del hielo para identificar si hay variación.

Hipótesis

Elabora una hipótesis en torno a la variación de la masa durante la fusión del hielo.

¿Qué necesitas?
Material Sustancias
☞ 1 balanza granataria con plataforma ☞ 200 ml de agua tibia (35 a 40ºC)
☞ 1 matraz Erlenmeyer de 500 ml ☞ 3 cubos de hielo
☞ 1 tapón de hule para el matraz

Prevención y seguridad

La indicada para el trabajo con material de vidrio

¿Cómo hacerlo?

Coloca en la balanza el matraz Erlenmeyer de 500 ml con los 200 ml de agua tibia (35 a 40º C).

Agrégale unos trozos de hielo y tápalo, como lo muestra la figura 4.

Pesa el conjunto y registra el dato___________________________________________ Observa el peso conforme ocurre la fusión en el hielo.

Registro de observaciones

Peso del conjunto antes de la fusión del hielo __________________________________ Peso del conjunto después de la fusión del hielo ________________________________

Experimento III Objetivo

Determinar el peso de las sustancias que intervienen en una reacción antes y después de la misma para identificar si hay variación.

Hipótesis

Elabora una hipótesis que involucre la masa de las sustancias que intervienen en una reacción.

¿Qué necesitas?

Materiales Sustancias

  • 2 matraces Erlenmeyer de 250 ml ☞ 50 ml de cloruro de bario al 5%
  • 1 balanza granataria con plataforma ☞ 50 ml de ácido sulfúrico al 5%
  • 2 probetas de 50 ml

Prevención y seguridad

La indicada para el trabajo con material de vidrio.

Cloruro de bario. Sólido cristalino, poco tóxico, evítese su inhalación e ingestión.

Ácido sulfúrico. Líquido aceitoso sin color ni olor muy corrosivo sobre todos los tejidos del cuerpo. La inhalación de sus vapores causa graves daños pulmonares. El contacto con los ojos puede causar pérdida de la visión y su ingestión causa severos daños al aparato digestivo.

¿Cómo hacerlo?

Coloca en un matraz los 50 ml. de la disolución de cloruro de bario al 5% y en el otro los 50 ml de ácido sulfúrico al 5% (figura 5).

50 ml de cloruro

50 ml de ácido

de bario al 5%

sulfúrico al 5%

Figura 5.

Coloca los dos matraces juntos en la balanza y registra su peso (figura 6).

Vierte el contenido de uno de los matraces en el otro y vuelve a colocar el matraz vacío en la balanza junto al otro. Observa lo que ocurre en el matraz que contiene las disoluciones y registra si se produce alguna variación en el peso del conjunto.

Figura 6.

Precaución: Recuerda que el ácido sulfúrico es muy corrosivo, evita su contacto. Si sufres algún derrame en la piel, lávate inmediatamente con abundante agua y avísale a tu asesor o al responsable de laboratorio.

Registro de observaciones

Peso de los matraces con disoluciones________________________________________ Peso de los matraces uno vacío y otro con las disoluciones _______________________ Peso del conjunto después de la reacción _____________________________________

Cuestionario de reflexión

¿A qué se debe la variación de peso en el experimento I?

¿Cómo se relacionan cada uno de los experimentos con la Ley de la Conservación de la Materia?

Experimento I Experimento II

Experimento III

Considera el cuestionario de reflexión al contestar tus hipótesis con los resultados de cada experimento y elabora tus conclusiones.

1.1.2 LEY DE LOS PESOS EQUIVALENTES (JEREMÍAS BENJAMIN RICHTER)

No obstante que en sus experimentos Lavoisier estableció la composición cuantitativa del agua, no mostró interés en las relaciones ponderales con que los elementos químicos se combinan entre sí para formar compuestos.

Jeremías Benjamín Richter (1762-1807) buscó aplicar las matemáticas a la reciente Química y trató de establecer relaciones numéricas entre las composiciones de las diferentes sustancias.

En su trabajo con los ácidos y las bases (o álcalis), Richter observó que si se mezclaban disoluciones de ácidos y bases, éstas se neutralizaban, es decir, la mezcla no mostraba propiedades de ácido ni de base. Estudió este fenómeno y midió la cantidad exacta de diferentes ácidos que se necesitaba para neutralizar una cantidad determinada de una base particular y viceversa. Mediante mediciones cuidadosas

encontró que se requerían cantidades fijas y exactas.

Figura 7. Usando papel impregnado de extracto vegetal (tornasol, por ejemplo) se puede identificar si un líquido tiene propiedades ácidas o básicas.

A partir de sus observaciones, y apoyándose en numerosos ejemplos, dedujo la llamada Ley de los pesos equivalentes, la cual fue enunciada en 1799 y dice: “Los pesos de dos sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera sustancia son químicamente equivalentes entre sí”.

Un ejemplo de ello es cuando queremos hacer agua de limón, pero todo depende de las cantidades: para una jarra de agua de limón (1 litro) se utilizan dos limones y ocho cucharadas (soperas) de azúcar; pero si deseamos tener una agua de limón semi-agria, se utilizarán cuatro limones y ocho cucharadas de azúcar; y por último, para una jarra de agua agria se utilizan seis limones y ocho cucharadas de azúcar. Cabe hacer notar que esto se puede lograr variando las cantidades de azúcar y manteniendo la de los limones.

Con estas suposiciones, y con ayuda de sus datos experimentales, Richter construyó una tabla de pesos equivalentes.

Tabla 1. Pesos equivalentes de Richter.

Bases Ácidos
Alúmina (Al2 O3) 525 Fluorhídrico (HF) 427
Amoniaco ( NH3) 672 Carbónico (H2CO3) 577
Cal (Ca O) 793 Muriático (HNO3) 712
Sosa (NaOH) 859 Oxálico (H2C2O4) 755
Potasa (KOH) 1605 Sulfúrico (H2SO4) 1000
Barita (Ba O) 2222 Nítrico (HNO3) 1404

Datos tomados de Partington, 1959.

La ventaja de estos cálculos es que permitían predecir las cantidades de sustancias que reaccionarían totalmente entre sí; por ejemplo, en la tabla 1 se observa que 1 605 partes de potasa (KOH) son neutralizadas por 427 partes de ácido fluorhídrico (HF), según la nomenclatura de la época, o por 577 de ácido carbónico. Como puedes imaginar, la posibilidad de predecir la cantidad de sustancia que reaccionaría con tal cantidad de otra sustancia era muy adecuada para la ciencia y la naciente industria química.

¿Cuál será la razón de que estas combinaciones químicas ocurran siempre en dichas proporciones?.

Si un compuesto determinado está formado por dos elementos (o tres o cuatro).

¿Estos elementos estarán siempre presentes en el compuesto en las mismas proporciones?.

¿Variarán las proporciones de acuerdo con el modo de preparación?.

1.1.3 LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES O DEFINIDAS (JOSEPH LOUIS PROUST)

Dos químicos se encontraban empeñados en demostrar si lo anterior (pesos equivalentes) era verdad. Claude Louis Berthollet (1748-1822) pensaba que un compuesto formado por los elementos A y B podía contener una cantidad mayor de A si se preparaba utilizando un exceso de A.

En contra de lo propuesto por Berthollet estaba la opinión de Joseph Louis Proust (17541826), quien al realizar un análisis cuidadoso demostró, en 1799, que el carbonato de cobre contenía cobre, carbono y oxígeno en proporciones definidas en peso, sin importar cómo se hubiera preparado en el laboratorio ni cómo se hubiera aislado de las fuentes naturales. La proporción era siempre de 5.3 partes en peso de cobre por cuatro de oxígeno y una de carbono.

Figura 8. Sintetizado en el laboratorio u obteniéndolo a partir de diferentes fuentes naturales, el carbonato de cobre siempre tiene la misma composición.

Proust demostró que en muchos otros compuestos ocurría lo mismo. Así pues, formuló una generalización llamada Ley de las proporciones constantes, la cual dice: “Los elementos que constituyen o forman un compuesto siempre existen en ciertasproporciones constantes, independientemente de las condiciones bajo las que se hubiese formado el compuesto.” Esta generalización también se conoce como Ley de Proust.

Figura 9. En este ejemplo se observa que al exceder la cantidad de alguno de los elementos. Las proporciones se mantienen (proporciones definidas).

Habrás notado que en algunas tasas, en donde se sirvió café, se encuentran residuos de éste.

¿Cuál sería la causa?.

¿Existen proporciones?.

“LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES”

Objetivo

Determinar la proporción en que reaccionan el permanganato de potasio y el tiosulfato de sodio a partir de una serie de reacciones entre estas sustancias para comprobar la Ley de las Proporciones Constantes.

Cuestionario de conceptos antecedentes.

1) ¿Cuál es el enunciado de la Ley de las Proporciones Constantes?

2) Explica con tus propias palabras la Ley de Proporciones Constantes

Hipótesis

Redacta una hipótesis que involucre las cantidades de sustancias reaccionantes.

¿Qué necesitas?
Materiales Sustancias
☞ 4 vasos para precipitado de 250 ml ☞ 50 gotas de permanganato de potasio 0.1 M
☞ 2 goteros ☞ 50 ml de tiosulfato de sodio 0.1 M
☞ 1 agitador de vidrio ☞ 20 gotas de ácido sulfúrico concentrado
☞ 1 probeta de 100 ml ☞ 400 ml de agua
¿Qué necesitas?
Materiales Sustancias
☞ 4 vasos para precipitado de 250 ml ☞ 50 gotas de permanganato de potasio 0.1 M
☞ 2 goteros ☞ 50 ml de tiosulfato de sodio 0.1 M
☞ 1 agitador de vidrio ☞ 20 gotas de ácido sulfúrico concentrado
☞ 1 probeta de 100 ml ☞ 400 ml de agua

Prevención y seguridad

La indicada para trabajar con materiales de vidrio.

Ácido sulfúrico. Líquido aceitoso sin color ni olor muy corrosivo sobre todo en los tejidos del cuerpo. La inhalación de sus vapores causa graves daños pulmonares. El contacto con los ojos puede causar pérdida de la visión y su ingestión causa severos daños al aparato digestivo.

Permanganato de potasio. Sólido cristalino color púrpura, fuerte oxidante, evítese el contacto con la piel. Destruye las células de las mucosas, no se ingiera.

Tiosulfato de sodio. Ligeramente tóxico, evítese su ingestión y el contacto con la piel.

¿Cómo hacerlo?

Numera los vasos del 1 al 4 y agrégales permanganato de potasio 0.1 M como se indica.

Vaso 1 Vaso 2 5 ml 10 ml

Figura 10.

Precaución: Recuerda que el ácido sulfúrico te puede causar graves quemaduras, si sufres algún derrame en la piel, lava inmediatamente con abundante agua y llama rápidamente a tu asesor o al responsable de laboratorio.

Agrega una gota de tiosulfato de sodio 0.1 M al vaso numero 1, mueve con el agitador y espera unos cinco segundos para ver si desaparece o no el color. Continua agregando el tiosulfato gota a gota y agitando, hasta que desaparezca el color rosado. Registra el número de gotas de tiosulfato de sodio empleadas y repite el procedimiento con los vasos 2 al 4.

Registro de observaciones

Anota las gotas de tiosulfato empleadas en cada vaso en la siguiente tabla.

Número de vaso Tiosulfato de sodio (gotas) 1 ______________________ 2 ______________________ 3 ______________________ 4 ______________________

Cuestionario de reflexión

1) Divide las gotas de permanganato de potasio, entre las gotas de tiosulfato de sodio utilizadas para cada vaso.

Vaso gotas de permanganato gotas de tiosulfato de sodio

15 y ______ = ______

2 10 y ______ = ______

3 15 y ______ = ______

4 20 y ______ = ______

2) ¿Por qué se puede demostrar la Ley de Proporciones Constantes con este experimento?

Conclusiones

Contrasta tu hipótesis con los resultados obtenidos y elabora tus conclusiones

a) Composición centesimal

Una aplicación de la Ley de Proust es el cálculo de la llamada composición centesimal1 de un compuesto, esto es, el porcentaje en peso que representa cada elemento dentro de la composición de un compuesto, porcentaje que se puede averiguar a través de simples proporciones aritméticas.

Ejemplo

Se sabe que 18 g. de agua se forman por la reacción de 2 g de hidrógeno y 16 de oxígeno. ¿Cuál será la composición porcentual del hidrógeno y del oxígeno en dicho compuesto?.

18 g de agua 2 g de hidrógeno

Cálculo del porcentaje de hidrógeno 100 g de agua x g de hidrógeno

100 g de agua 16 g de hidrógeno

=

= 11.11 % 18 g de agua

18 g de agua 16 g de oxÍgeno

Cálculo de porcentaje de oxígeno 100 g de agua x g de oxÍgeno

100 g de agua 16 g de oxÍgeno = 88.88 %

Otra aplicación de la Ley de Proust nos ayuda a decidir, con base en los datos del análisis de una muestra, si ésta es de tal o cual compuesto.

Ejemplo

Al analizar dos muestras se encontró que la primera tenía 87 g de cloro y 16 g de oxígeno mientras que la segunda poseía 174 g. de cloro y 32 g de oxígeno. ¿Se tratará de la misma sustancia? Para dar respuesta a esta interrogante, trataremos de mostrar si tienen la misma composición porcentual o centesimal.

Cálculo del porcentaje de oxígeno 87 g de cloro 16 g de oxÍgeno

Primera muestra: 100 g de cloro x g de oxÍgeno

x = 18.39 %

1 Al hablar de composición centesimal se está hablando de la composición de cada elemento que se presentaría en 100 g de muestra del compuestos.

174 g de cloro 32 g de oxÍgeno

Segunda muestra:

100 g de cloro x g de oxÍgeno

100 g de cloro 32 g de oxÍgeno = 18.39 %

Puesto que los porcentajes de oxígeno son iguales en ambas muestras, tomando en cuenta la Ley de Proust, podemos afirmar que se trata de la misma sustancia. Cabe una pregunta: ¿Por qué, toda muestra pura de sal común tiene 39% en peso de sodio y 61% de cloro?.

1.1.4 LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (JOHN DALTON)

A través de sus estudios sobre los gases, John Dalton (1766-1844) averiguó que dos elementos pueden combinarse en más de una proporción, existiendo una gran variación en esas proporciones y que en cada variación se forma un compuesto diferente.

Figura 11. John Dalton (1766-1844), científico inglés, cuyos trabajos sobre gases permitieron establecer la moderna teoría atómica.

Para usar un ejemplo específico, consideremos la combinación del carbono y el oxígeno. Con un exceso de oxígeno, el carbono se quema para formar un gas denso, no tóxico e incombustible CO2 (bíoxido de carbono); sin embargo, si durante la combustión no existe suficiente oxígeno, se forma un gas venenoso y combustible CO (monóxido de carbono).

De los siguientes elementos investiga cuáles son sus posibles combinaciones y qué se obtiene en cada una de ellas.

Por ejemplo: del C + O2 se puede obtener:

CO Monóxido de carbono
CO2 Bióxido de carbono
1) N + O2

____________________

2) H2 + O2

____________________

En el gas combustible se observó que tres partes en peso de carbono se combinan con cuatro partes en peso de oxígeno (3:4). Por otro lado, tres partes en peso de carbono se combinan con ocho partes en peso de oxígeno (3:8) para formar gas no combustible. En estos casos se comprueba que las diferentes cantidades de oxígeno que se combinan con una cantidad fija de carbono están relacionadas por números enteros sencillos

Un análisis de estos compuestos revela que: en el gas no combustible (A), 1 g de carbono se combina siempre con 2.67 g de oxígeno; mientras que en el gas combustible (B), 1 g de carbono se combina siempre con 1.33 de oxígeno. Así pues:

Gas A (CO2) Gas B (CO)

2.67 g de oxígeno 1.33 g de oxígeno
1.0 de carbono 1.0 de carbono
Por gramo de carbono, gas A gas B 2.67 g de oxígeno 1.33 g de oxígeno 2 1

con lo cual podemos ver que la relación de pesos de oxígeno que se combinan con un mismo peso de carbono es de 2:1.

El enunciado general de hechos como los antes presentados, propuesto por Dalton en 1803-1804, se llama Ley de las proporciones múltiples, la cual propone: “Cuando dos elementos se combinan para formar más de dos compuestos, los diferentes pesos de uno que se combina con un peso determinado del otro guardan una relación denúmeros enteros sencillos”.

A continuación te presentamos un ejemplo en donde se demuestra, conforme a los datos obtenidos, la Ley de las Proporciones Múltiples.

Problema:

Los elementos plomo y oxígeno forman dos tipos diferentes de compuestos. El primero contiene 92.832% de plomo y 7.168% de oxígeno. En el segundo compuesto existe 86.623% de plomo y 13.377% de oxígeno.

Resolución:

Según la ley, en los compuestos las masas de plomo que se combinan con una masa constante de oxígeno deben estar en una relación de números enteros. Para demostrarlo, los cálculos se harán con base en un gramo de oxígeno. Así pues, si suponemos que en 100 g del primer compuesto hay 92.832 g de plomo y 7.168 de oxígeno, la masa de plomo por un gramo de oxígeno será.

92.832 g de plomo 12.950892 g plomo/g oxígeno

7.168 g de oxígeno

Similarmente para el segundo compuesto:

86.623 g de plomo = 6.475518 g plomo/g oxígeno13.377 g de oxígeno Es evidente que las masas de plomo que se combinan con un gramo de oxígeno están en la relación 2:1.

12 950892 2

. =

6 475518 1

.¿Por qué será que aparecen estos números enteros cuando un elemento reacciona con una cantidad fija de otro para dar dos diferentes compuestos?.

Estas dudas que aparecen como resultado del planteamiento de cada una de las leyes ponderales se resuelven con la proposición de la existencia de los átomos de los elementos. Vayamos a este tema.

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA (LAVOISIER)

menciona que LEY DE LAS PROPORCIONES CONSTANTES (PROUST) LEY DE LAS PROPORCIONES MÚLTIPLES (DALTON)

postula que

DOS ELEMENTOS SE COMBINAN EN MÁS DE UNA PROPORCIÓN SE TIENE UN COMPUESTO DIFERENTE

LEY DE LOS PESOS EQUIVALENTES

propuesta por

RICHTER

LOS ELEMENTOS DE UN COMPUESTO SON CONSTANTES

LA MATERIA NO SE CREA NI SE DESTRUYE, SINO SE TRANSFORMA

CÁLCULO PORCENTUAL DE ELEMENTOS EN UN COMPUESTO

AL MEZCLAR UNA BASE Y UN ÁCIDO SE OBTIENEN CANTIDADES FÍSICAS Y EXACTAS

34

1.2 TEORÍA ATÓMICA

1.2.1 ASPECTO HISTÓRICO

Al tratar de encontrar una explicación racional para las propiedades de los gases y las leyes ponderales, John Dalton llegó a la conclusión de que la materia era sencilla y estaba constituida por pequeñísimos corpúsculos indestructibles que, en homenaje a los filósofos griegos, llamó átomos. Esta teoría atómica se presentó por primera vez en una conferencia organizada por la Sociedad Literaria y Filosófica de Manchester el 21 de octubre de 1803.

La Teoría atómica propuesta por Dalton puede resumirse en los siguientes postulados:

a) Toda la materia está formada por partículas minúsculas e indestructibles llamadas átomos.

b) Todos los átomos de un mismo elemento son idénticos en tamaño, forma, peso y difieren de los átomos de cualquier otro elemento.

c) La formación de un compuesto a partir de sus elementos consiste en la formación de

“átomos compuestos”2. Es decir, si dos elementos A y B, forman un solo compuesto,

éste se forma por combinación de un átomo de A con un átomo de B3 (AB).

d) Las relaciones químicas son meras reagrupaciones de átomos.

Es importante resaltar que Dalton propuso su modelo especulando cual sería el más satisfactorio para comprender esas leyes empíricas de las combinaciones químicas estudiadas con anterioridad. Probablemente se preguntó cómo debería ser la materia para presentar las relaciones de pesos que se obtenían. Dalton no fue el primero en especular sobre la existencia de los átomos; sin embargo, las leyes ponderales estudiadas lo obligaron a creer en la existencia de los átomos aunque no pudieran verse. Lo anterior se puede desprender de la siguiente cita tomada de su libro A New System of Chemical Phylosophy ( Un nuevo sistema de filosofía química).4

Estas observaciones han conducido tácitamente a la conclusión, que parece haber sido adoptada universalmente, que todos los cuerpos de una magnitud perceptible, ya sea líquidos o sólidos, están constituidos por un vasto número de partículas extremadamente pequeñas o átomos de materia, que se mantienen unidos mediante una fuerza de atracción que es más o menos potente, de acuerdo con las circunstancias…

2 Los “átomos compuestos” posteriormente fueron llamados moléculas, aunque en la época de Dalton este término no tenía

el significado actual.3 Pronto se demostró que esta suposición era falsa.4 Este texto puedes leerlo en Chamizo, J.A.

a) La teoría atómica y las leyes ponderales

Con base en las ideas anteriores, John Dalton pudo explicar de manera razonable las observaciones de los químicos de su época, como son:

Ley de la conservación de la masa, la teoría podía explicar por qué la masa se conserva en una reacción química, ya que si cada átomo tiene su masa propia característica y éstos se reordenan, pero a la vez permanecen intactos durante una reacción química, entonces la masa total de los átomos reactantes es igual a la masa total de los átomos de los productos.

Ley de las proporciones definidas o constantes, la explica al suponer que cada compuesto está caracterizado por tener proporciones fijas entre los números de átomos de sus diferentes elementos constitutivos, como en el caso del compuesto de bióxido de carbono (CO2) contiene átomos de carbono y oxígeno en razón de 1:2, respectivamente, y como las masas de los átomos de carbono y de oxígeno son fijas, se deduce que la composición del bióxido de carbono en masa tiene que ser fija.

Ley de las proporciones múltiples, supongamos que los átomos A y B forman dos tipos de compuestos. En uno de los compuestos (AB1) el átomo A se combina con un átomo

B. En el supuesto (AB2), lo hace con dos átomos de B. Esto implicaría que la masa de B que se combina con una cantidad fija de A (digamos un gramo) debe ser doble en el segundo compuesto que en el primero o, en otras palabras, que la relación entre las masas de B, por gramo de A, en los dos compuestos debe estar en relación de 2:1. Esto es lo que sucede con el bióxido de carbono, CO2 y el monóxido, CO.

b) Pesos atomicos relativos (Masa atómica)5

Como observamos, Dalton llamó átomos a las partículas últimas que forman a los cuerpos. Sin embargo, no pudo obtener la masa o el peso absoluto de cada uno de ellos, problema resuelto indirectamente, al establecer los pesos relativos entre ellos. Así pues, empezó por la sustancia más ligera de todas las conocidas, el hidrógeno gaseoso, al cual le asignó un peso de uno. Por lo tanto, los pesos relativos de todos los otros elementos tenía que ser mayores que éste; por ejemplo, se sabía que una parte en peso de hidrógeno se combinaba con ocho partes en peso de oxígeno (1:8 para formar agua. Adoptando la regla de máxima simplicidad, Dalton supuso que la fórmula del agua era HO. De aquí concluyó que un átomo de oxígeno pesaba ocho veces más que uno de hidrógeno; razonando de esta manera, preparó una tabla de pesos atómicos relativos, que presentó en 1803.

Posteriormente, los trabajos de William Nicholson (1753-1815) y Antony Carlisle (17681840) acerca de la electrólisis de agua demostraron que la fórmula correcta del agua es H2O. Aún con esto, las relaciones en peso seguían siendo válidas, con lo cual se supuso que un átomo de oxígeno era ocho veces más pesado que dos átomos de hidrógeno juntos y, por lo tanto, 16 veces más pesado que un solo átomo de hidrógeno.

5 Aunque masa y peso son dos conceptos diferentes, la masa relativa o el peso relativo son lo mismo.

Posterior a Dalton, Jöns Jakob Berzelius (1779-1848) empezó a determinar pesos atómicos con mejores y más avanzados métodos que los empleados por Dalton. Para ello empleó la Ley del calor específico enunciada por Pierre Louis Dulong (1785-1838) y Alexis Thérese Petit (1791-1820), la Ley del isomorfismo propuesta por Eilhardt Mitscherlich (1794-1863) así como la Ley de los volúmenes de combinación propuesta por Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850)6. Su primera tabla de pesos atómicos apareció en 1828, diferenciándose de la tabla propuesta por Dalton en que la mayoría de los pesos atómicos propuestos no eran enteros, encontrándose que el peso atómico del oxígeno, con base en hidrógeno = 1, era de aproximadamente 15.9. La tabla de los pesos atómicos se debe, finalmente, al italiano Stanislao Cannizzaro (1828-1910).

¿Cuál es el peso o masa atómica del Hidrógeno(H) y del Oxígeno (O) según

Dalton y Berzelius?.

Actualmente ¿Cuál es el elemento que se considera como patrón?.

Puesto que no era simple obtener los compuestos del hidrógeno con los otros elementos, se cuestionó si el hidrógeno era un patrón adecuado con el cual comparar los pesos atómicos. Así pues, ya que el oxígeno podría combinarse fácilmente con muchos elementos y, por ello era simple determinar las proporciones de combinación, se pensó dar al oxígeno un peso atómico conveniente, por lo que su peso atómico se transformó de 15.9 a 16.00. El patrón oxígeno = 16 se mantuvo hasta mediados del siglo XX.

No viene el caso presentar aquí en qué consisten estas leyes. Basta que sepas que constituyeron la base para que Berzelius calculara los pesos atómicos relativos. La explicación de su existencia se dará en fascículos posteriores.

Debido a que se descubrió la existencia de isótopos7, y al conocimiento de las relaciones que hay entre éstos y el peso atómico, en 1961 las organizaciones internacionales, tanto de químicos como de físicos, acordaron adoptar como peso atómico estándar, el del carbono-12, al que se le asignó, arbitrariamente, el peso relativo de 12.00. Por lo tanto, el peso atómico de un elemento es un número que nos permite comparar el peso de un átomo de este elemento con el de un estándar de referencia8. Los pesos atómicos son pesos relativos, pues no se refiere al peso o la masa real de un átomo individual. Sin embargo, veremos que se puede definir una unidad de masa muy conveniente y relacionada con sus pesos atómicos.

1.2.2 CÁLCULOS ESTEQUIOMÉTRICOS9

Los átomos son tan pequeños que es difícil compararlos con algún objeto familiar. Usando tres cifras significativas, la masa de un átomo de hidrógeno es 1.67 x 10-24 g, y la de un átomo de carbono, es 1.99 x 10-24 g. El uso de estas cantidades tan pequeñas para expresar las masas de estos átomos resulta incómodo, ya que siempre nos interesa comparar átomos entre sí, resulta conveniente usar sus pesos en unidades de masa atómica (conocida como uma, en donde 1 uma equivale a 1.661 x 10-24 g y se define como la doceava parte de la masa de un átomo de carbono 12) en lugar de usar gramos.

Expresados en unidades de masa atómica, las masas de los átomos de hidrógeno, carbono y oxígeno son 1.0079 uma, 12.011 uma y 15.9994 uma, respectivamente, o sea, son numéricamente iguales a los pesos atómicos relativos.

a) Masa Molecular (suma de moléculas)

Las masas relativas de las moléculas se pueden expresar de la misma manera que en los átomos. Las masas moleculares se obtienen sumando las masas atómicas (en uma) de todos los átomos presentes en la molécula, por lo que si tomamos las masas atómicas de la tabla periódica tenemos:

Número Atómico Símbolo Masa Atómica (uma)

Masa molecular del H2 : 2 (masa atómica de H) = 2 (1.008 uma)

= 2.016 uma

7 Se llama isótopo a aquellos átomos que siendo del mismo elemento poseen diferente masa atómica.

8 Hoy, cuando decimos que el peso atómico relativo del oxígeno es 15.9994, queremos decir que es 15.9994/12 veces más pesado que un átomo de carbono 12. Por ello, el peso atómico no tiene unidades. Sin embargo, la masa de un átomo sí tiene unidades, los gramos o, como veremos más adelante, las unidades de masa atómica.

9 La estequiometría es la rama de la química que se encarga del estudio cuantitativo de los moles, las masa y los volúmenes de los reactivos y los productos que participan en una reacción.

71

NH

14.007 1.008

Masa molecular del NH3 (Amonio) 1 (masa atómica del N) + 3 (masa atómica del H) 1 (14.007 uma) + 3 (1.008 uma)

14.007 + 3.024 uma

= 17.031 uma

Masa Fórmula (compuesto) En el caso de sustancias no moleculares, al sumar las masas atómicas de los átomos

que se indican en una fórmula, se dice que se está calculando su masa fórmula, que es la masa de una unidad de fórmula en unidades de masa atómica. Ejemplo: La fórmula empírica del sulfato de aluminio es Al2(SO4)3. ¿Cuál es su masa fórmula?, si los pesos atómicos son:

13 16 8
Al S O
27.00 32.00 16.00

La fórmula Al2(SO4 )3 nos dice que dos átomos de Al están combinándose con tres grupos SO4 (llamados sulfatos); por ello el número total de átomos de S es 3, de O = es 3 x 4 = 12. En otras palabras, el Al2 (SO4)3 puede expresarse como Al2S3O12.

Masa de dos átomos de Al = 2(27 uma) = 54.0 uma Masa de tres átomos de S = 3(32.1 uma) = 96.3 uma Masa de doce átomos de O = 12(16.0 uma) = 192.0 uma

___________ Masa fórmula del Al2 (SO4)3 = 342.3 uma Nota: El dato que se obtiene en este cálculo es expresado en uma.

b) Masa Molar

De la misma manera que los objetos se pueden contar por docena, los átomos se cuentan por moles, en número muy grande, 6.02 x 1023. Este número se llama número de Avogadro10; por lo tanto, un mol de átomos es igual a un número de Avogadro, es decir, 6.02 x 1023 átomos.

¿Por qué los átomos se cuentan en moles?.

Los átomos son tan pequeños que en los trabajos de laboratorio no se podría trabajar con dos o con 200 átomos. No se puede pesar cantidades tan minúsculas, incluso con las balanzas más sensibles; es por ello que los químicos inventaron una unidad, el mol. Tal como se explicó anteriormente, la masa de un átomo de oxígeno es de 16.0 uma, en tanto que un mol de átomos (6.02 x 1023 átomos) de oxígeno tiene una masa de 16.0 g, como se demuestra al utilizar el factor de transformación de uma a gramos:

Masa de un mol de O =

Masa de un átomo de O (1 mol de átomo X 1 uma11)

§¨ ¨

§¨ ¨

·

átomos

·

16 uma g uma



24

MO = 16 (1 g/mol) = 16 g/mol

En otras palabras, a la masa de un mol de una sustancia se le llama masa molar. Por consiguiente, la masa molar en gramos de una sustancia es numéricamente igual a su masa molecular (o su masa fórmula) en unidades de masa atómica.

Ejemplo:

Calcula la masa molar del ácido sulfúrico, H2SO4.

1 16 8
H S O
1.008 32.00 16.00

23

MO

6.02 x10 1.661 x10

=

=

¸¹¸

¸¹¸

átomo mol

©

©

10 En el fascículo 1 de Química I, ya hablamos de lo grande de este número; de la obra de Amadeo Avogadro lo hicimos en el fascículo 2 de Química I.11 1 uma equivale a 1.661 x 10-24 g/uma, la cual fue empleada como factor de equivalente.

En donde: Peso del H = 2(1.008 uma) = 2.016 uma Peso del S = 1(32.000 uma) = 32.000 uma Peso del O = 4(16.000 uma) = 64.000 uma

Masa molecular = 98.016 uma

Por tanto, la Masa molar = 98.016 g

Observa que el dato obtenido se expresa en gramos.

Ahora sabes que un mol está formada por 6.023 x 1023 partículas y que además tiene una masa en gramos numéricamente igual a su masa molecular. Algunas aplicaciones de estas relaciones se muestran a continuación.

Ejemplos

1) Cálculo de moles de átomos

-¿Cuántos moles de átomos de cobre existen en 3.05 g de cobre?

29

Cu

63.55

0.0480 mol de átomos de Cu

2) Cálculo de átomos

¿Cuántos átomos de azufre hay en una muestra de este elemento que pesa 10.0 g?

16§ 23 ·

§

· 6.023 x10 á tomos de S

¨¸

S (10.0 g de S) ¨¸

¸

© 32.0 g de S ¹¨

32.00

©

¹

1.88 x 1023 átomos de S

3) Cálculo de gramos ¿Cuántos gramos hay en 8.46 x 1024 átomos de flúor?

9

F

19.00

( 8.46 x 1024 átomos de F)

§¨ ©

6.023 x 10

23

§¨ ©

·

¹¸

19 g de F

·

=

¹¸

267 g de F

Realiza los cálculos en tu cuaderno y anota, en los renglones los resultados correspondientes.

1) ¿Cuál es la masa molecular y molar de los siguientes compuestos?

Compuestos Fórmula Masa Molecular Masa Molar
Amonio Hexano Nitrato de sodio Hidróxido de potasio Hidróxido de bario Hidróxiapatita de calcio NH3 C6H14 NaNO3 KOH Ba (OH)2 Ca5(PO4)3OH ______________ ______________ ______________ ______________ ______________ ______________ _______________ _______________ _______________ _______________ _______________ _______________

2) Calcula cuántos moles y átomos de plata (Ag) existen en un anillo que contiene 2.5 g de este material

Moles de plata _______________________Átomos de plata ___________________

3) Suponiendo que un recipiente contiene 2.231117 x 1024 átomos de aluminio (Al),¿Cuántos gramos pesará?

Gramos de aluminio ________________________

c) Fórmula química.

En el lenguaje de la Química, toda sustancia pura conocida, ya sea un elemento o un compuesto, tiene su nombre y su fórmula individual. Asimismo, cada fórmula química tiene tres significados o interpretaciones: un significado cualitativo, uno cuantitativo microscópico y uno cuantitativo macroscópico.

x Cualitativo, una fórmula expresa una sustancia; por ejemplo, H2O representa al agua; NaCl representa a la sal de mesa, etcétera.

x Cuantitativo microscópico, una fórmula molecular indica el número de átomos presentes en una molécula. Así la fórmula de la nicotina, C10H14N2 nos indica que en esta molécula existen 10 átomos de carbono, 14 de hidrógeno y dos de nitrógeno. Asimismo, la fórmula mínima nos indica la composición de una unidad fórmula; por ejemplo, la unidad fórmula del sulfato de potasio, K2SO4 , nos indica que en ese compuesto por cada dos átomos de potasio hay uno de azufre y cuatro de oxígeno. La fórmula empírica indica que la relación de átomos de K:S:O es de 2:1:4.

x Cualitativo macroscópico, La fórmula nos indica las relaciones de moles de átomos. Es decir, una fórmula molecular indica el número de moles de átomos de cada elemento presente en un mol de moléculas del compuesto; por ejemplo, la fórmula de la nicotina indica que un mol de moléculas de nicotina posee 10 moles de átomos de carbono, 14 moles de átomos de hidrógeno y dos moles de átomos de nitrógeno.

En el caso de K2SO4, la fórmula empírica nos indica que un mol de unidades fórmula consta de dos moles de átomos de potasio, un mol de átomos de azufre y cuatro moles de átomos de oxígeno.

Por tanto, la fórmula de una sustancia expresa el tipo y número de átomos que están químicamente combinados en una unidad de dicha sustancia. Hay diversos tipos de fórmulas, entre ellas están:

Una fórmula empírica12 expresa la relación más simple de números enteros entre los átomos en un compuesto, en tanto la fórmula molecular expresa el número real de átomos de una molécula, esto es, en la unidad más pequeña del compuesto.

Cálculo de fórmulas a partir de datos experimentales

La fórmula de un compuesto permite calcular muchos datos cuantitativos tales como la masa molecular, la masa molar y la composición porcentual.

¿Te has preguntado alguna vez cómo fue posible saber que la fórmula del agua es H2O?.

¿Por qué el agua “normal” tiene como fórmula H2O y el agua “oxigenada” tiene la fórmula H2O2?.

12 El término empírico se refiere a que se determina a partir de datos experimentales.

Para llegar a proponer la fórmula de cualquier compuesto es necesario realizar experimentos que consisten en determinar los elementos que forman los compuestos, el porcentaje en peso de los elementos constitutivos del compuesto; la masa relativa de cada elemento presente.

Existen muchos métodos para obtener experimentalmente el porcentaje en peso de los diversos elementos de un compuesto; entre éstos están los análisis por precipitación y por combustión

Figura 13. Aparato empleado en el análisis por combustión de una sustancia. Cualquier cantidad de C o CO reacciona formando CO2; cuando pasa por el CuO, el H2 reacciona formando H2O.

d) Fórmula mínima (empírica)

Cuando se tiene el análisis de un compuesto, el cual fue obtenido de alguna forma y siguiendo una serie de pasos, se logra obtener la fórmula del compuesto, a la cual se le denomina fórmula mínima. Para llegar a tal se dan los siguientes pasos.

1) Tener los elementos expresados en tanto por ciento.

2) Calcular la masa (grs.) de los elementos.

3) Obtener el número de moles de cada uno de los elementos.

4) Obtener el número de átomos de cada uno de los elementos, para lo cual se

debe dividir cada número resultante del paso anterior (c) entre el más pequeño.

5) Expresar la fórmula mínima, colocando primero los metales, posteriormente los

no metales y por último el oxígeno.

A continuación te presentamos un ejemplo:

De acuerdo al análisis que se realizó a cierto gas, en el laboratorio, se encontró que estaba conformado por los siguientes gases: Nitrógeno (N) y Oxígeno (O), cuyo porcentaje era de 25.93% y 74.07% respectivamente.

Conforme a estos datos y siguiendo los pasos anteriores podremos saber cuál es la fórmula mínima de este gas.

*
Expresar los elementos en tanto por ciento Nitrógeno N = 25.93% Oxígeno O = 74.07%
*
Calcular la masa (grs.) de cada elemento, tomando como base 100 gr. del compuesto Nitrógeno N = 25.93 gr. Oxígeno O = 74.07 gr.
*
Obtener el número de moles.

§¨ ¨

1mol deátomos deN

·

Para el nitrógeno (25.93 g de N) = 1.852 mol de átomos de N.

¸¹¸

©

14.00 g de Nitrógeno

§¨ ¨

1mol de átomos de O

·

Para el oxígeno (74.07 g de O) = 4.629 mol de átomos de O.

¸¹¸

©

16.00 g de Oxígeno

* Calcular la relación de átomos (dividir entre el más pequeño).

Átomos de Nitrógeno 1852

.

N = = 1 (2) = 2

1852

. Átomos de Oxígeno 4 629

.

O = = 2.5 (2) = 5

1852

.

En caso de que la relación no sea de números enteros, se multiplica por un número pequeño (2, 3, 4) para transformarla en números enteros. En nuestro caso, será 2.

* Expresar la fórmula mínima

Por tanto, se obtiene la fórmula mínima de N2O5 (Pentóxido de nitrógeno o anhídrido nítrico)

Realiza los cálculos en tu cuaderno y anota en los renglones los resultados correspondientes.

Determina la fórmula de una sustancia que está compuesta de 65 g de Carbono (C) y 35 g de Oxígeno (O).

Mol de átomos de Carbono _________________________

Mol de átomos de Oxígeno _________________________

Relación de átomos

Carbono __________Oxígeno ____________________Fórmula mínima___________

e) Formula molecular

La fórmula molecular de una sustancia siempre es un múltiplo entero de su fórmula empírica. Para determinar la fórmula molecular de un compuesto, el químico tiene que proceder experimentalmente para conocer la masa molecular además de su fórmula mínima. En este sentido mencionaremos cuáles son los pasos para obtener la fórmula molecular:

1) Se calcula la fórmula mínima (se retoman los 5 pasos para obtener la fórmula

mínima). 2) Obtener la masa atómica de la fórmula mínima obtenida. 3) Dividir la masa atómica experimental entre la masa atómica de la fórmula mínima. 4) El número obtenido en el paso anterior multiplicarlo por la fórmula mínima, por tanto

se obtiene la fórmula molecular.

El siguiente ejemplo te mostrará cómo se usa la masa molecular con la fórmula mínima para calcular la fórmula molecular.

Ejemplo

Un combustible licuado casero tiene como constituyente un determinado compuesto. El análisis de este compuesto muestra que contiene 85.69% de carbono y 14.31% de hidrógeno en peso. La determinación de su masa molecular da un valor de 55.9 uma. Calcula la fórmula molecular del compuesto.

1) Calcular la fórmula mínima.

§¨ ©

1 mol de C

·

= 7.14 mol de C.

¹¸

§¨ ©

1 mol de H

·

= 14.31 mol de H.

Al calcular la relación de moles tenemos que:

= 1

7.14 mol de C

14.31 mol de H

= 2.0

Por tanto, la fórmula mínima es:

CH2

2) Obtener la masa atómica de la fórmula empírica. Por tanto, la masa fórmula es de 1(12.00) + 2(1.00) = 14.00 uma

3) Obtener la fórmula empírica por molécula.

La masa molecular es un múltiplo simple de la masa de la fórmula empírica,CH2 esto es, n (14.027 uma), donde n es un número entero. La masa molecular experimental es 55.9 uma . Por lo tanto,

§¨ ¨

55.9 uma por molécula

·

= 3.99 aprox.

¸¹¸

©

14.027 uma por fórmula empírica

= 4 fórmulas empíricas por molécula

4) Multiplicar el resultado anterior por la fórmula mínima Así pues, la fórmula molecular es: 4 (CH2) = C4H8.

Resuelve el siguiente problema y anota los resultados conforme se solicitan en la tabla.

El análisis de un cierto insecticida, nos da la siguiente composición porcentual: Carbono

(C) 24.7%, Hidrógeno (H) 2.06% y Cloro (Cl) 73.2%, con una masa molecular de 291 uma. Calcula la fórmula molecular del compuesto.

Fórmula Mínima Masa Atómica Fórmula Molecular
Experimental

Al revisar este esquema podrás realizar una síntesis sobre los conceptos más importantes del capítulo

MASA MOLECULAR MÍNIMA MOLECULAR

En este apartado queremos que pongas en práctica los conocimientos que has adquirido hasta el momento. Por tal motivo deberás dar respuesta a lo que se te solicita a continuación:

Ley de las proporciones constantes, fijas o definidas.

  1. Una muestra de sal contiene 0.224 g de sodio y 0.346 g de cloro. Otra muestra de sal contiene 39.3% de sodio. Demostrar que lo anterior ilustra la Ley de las proporciones definidas.
  2. Analíticamente se determinó que una muestra de arena contenía 5.62 g de silicio y

6.40 g de oxígeno. Otra muestra de arena contenía 9.36 g de silicio y 10.64 g de oxígeno. Explicar en qué forma estos datos ilustran la Ley de las proporciones constantes.

Ley de las proporciones múltiples.

3. Cierto óxido de hierro contiene 77.7% de hierro en masa. Un óxido diferente contiene 69.9% de hierro de masa. Demostrar que la Ley de las proporciones múltiples se cumple realizando los siguientes cálculos:

a) ¿Cuál es la masa de oxígeno por 100 g de óxido de hierro en el primer compuesto?.

b) ¿Cuál es la masa de oxígeno por 100 g de óxido de hierro en el segundo compuesto?.

c) ¿Cuál es la relación de los dos números encontrados? Expresa la relación utilizando números enteros.

4. El fósforo y el cloro forman dos compuestos. En el compuesto uno, las masas de fósforo y cloro son 22.48% y 77.51% respectivamente; en el compuesto dos, estos valores son 14.88 y 85.12%.

a) Calcula la masa en gramos del cloro que se combina con un gramo de fósforo en cada compuesto.

b) Utiliza los valores obtenidos en a) para comprobar si se cumple la Ley de las proporciones múltiples.

Masa molecular

    1. La fórmula del insecticida DDT es C14H9Cl5. a) ¿Cuál es la masa molecular?.
    2. b) ¿La molécula del DDT es más pesado o más ligera que la molécula de insecticida lindano, C6H6Cl6?.
    1. Empleando hasta tres cifras significativas, expresa la masa de cada una de las siguientes sustancias en uma.
    2. a) un átomo de Cl b) un átomo de Al c) 200 átomos de B d) 6.023 x 1023 átomos de Ca
  1. La fórmula del controvertido edulcorante llamado sacarina es C7H5O3NS. a) ¿Cuál es su masa molecular?. b) ¿Cuál de las dos moléculas es más pesada, la sacarina o la sacarosa, C12H22O11?.
  2. Si la masa de la potasa ó hidróxido de potasio (KOH) es 1.0 x 10-2 g, ¿cuál es la masa en gramos de un mol de potasa?

Fórmula mínima

  1. Determina la fórmula mínima de un compuesto que presenta la siguiente composición centesimal: Cl, 52.509%, y S, 47.488%.
  2. A partir de los siguientes datos calcula la fórmula mínima de un compuesto que contiene 25.92% N y 74.07% O.

Fórmula molecular

11.El análisis elemental del ácido acetilsalisílico, aspirina, es 60.0% de C, 4.48% de H y 35.5% de O. Si su masa molecular es 180.2 uma, ¿cuál es la fórmula molecular?.

12. El compuesto paradicloro se empleó a menudo como bola de naftalina. Si su análisis es 49.02% de C, 2.743% de H, y 48.24% de Cl, y su masa molecular, 147.0 uma ¿cuál es su fórmula molecular?.

Composición porcentual

  1. La progesterona es un compuesto común de la píldora anticonceptiva. Si su fórmula es C12H30O2, ¿cuál es su composición porcentual?.
  2. El sulfato de aluminio, Al2 (SO4)3, se emplea en grandes cantidades en la producción del papel. ¿Cuál es su composición porcentual?.

Compara los resultados que obtuviste en tus actividades integrales con las respuestas que a continuación te presentamos.

Ley de las proporciones constantes, fijas o definidas:

1. Al calcular el por ciento de los 2. La ley queda demostrada al comprobar componentes se encuentra que para Na que existe el mismo porcentaje de O y es de 39.3 % y para el Cl, 60.70 % en Si en ambas muestras. ambas muestras, y recordando la Ley de las proporciones definidas podemos concluir que son la misma muestra.

Ley de las proporciones múltiples:

3. 4.

a) 22.3 a) 0.29 en el primero y 0.17 en el b) 30.1 segundo c) (debido a que la segunda b) El primer caso: 1/3 y en el segundo:

proporción resultó fraccionaria) 1/6

Masa molecular:

5. 6.

a) 354.24 u.m.a. a) 35.5 u.m.a. b) más pesado, ya que la masa b) 26.9 u.m.a. molecular de C6H6Cl6 = 290.7 u.m.a. c) 2.162 x 103 u.m.a. d) 2.41 x 1025 u.m.a.

7. 8. a) u.m.a. a) 1.6611296 x 10-26 b) La sacarosa

Fórmula mínima:

9. SCl 10. N2O5

Fórmula molecular

11. C13 H8 O8 12. C6H4Cl2

Composición porcentual

13. C, 69.90%; H, 14.56%; O2, 15.53% 14. Al, 15.78%; S, 28.07%; O,56.15%

ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS NUCLEARES

2.1 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA

2.1.1 Carga Eléctrica

2.1.2 Tubo de Rayos Catódicos

2.2 RADIACTIVIDAD

2.2.1 Antecedentes Históricos

2.2.2 Modelo Atómico de Rutherford

2.2.3 Modelo Atómico de Bohr

2.2.4 Configuración Electrónica

2.3 FENÓMENOS NUCLEARES

2.3.1 Isótopos

2.3.2 Neutrón

2.3.3 Energía de Amarre

2.3.4 Fisión Nuclear

2.3.5 Fusión Nuclear

Con el estudio de este capítulo identificarás cómo se estableció la estructura del átomo y las aplicaciones que se dan en los cambios nucleares.

Esto lo podrás lograr mediante la comparación de cada uno de los modelos atómicos, realizando ejercicios y experimentos relacionados con estos modelos, y, revisando las principales características de los cambios nucleares.

Lo cual te permitirá acercarte a una explicación sobre el comportamiento de la materia, además de que podrás comprender las ventajas y desventajas que implica el uso de la energía nuclear tanto a nivel social como tecnológico.

CAPÍTULO 2. ESTRUCTURA ATÓMICA Y CAMBIOS NUCLEARES

2.1 NATURALEZA ELÉCTRICA DE LA MATERIA

2.1.1. CARGA ELÉCTRICA

Cuando se frota una regla de plástico sobre la piel o el cabello se observa que ésta puede atraer pequeños trozos de papel. Este fenómeno ya lo habían notado los griegos, aunque ellos no usaban reglas de plástico, sino barras de ámbar. Al frotarse con un paño de lana, el ámbar, adquiere una carga eléctrica y, como la regla de plástico, puede atraer objetos pequeños, como la paja; sin embargo no sólo el ámbar y la regla de plástico pueden adquirir carga eléctrica, también otros materiales, como el vidrio cuando se frota con tela de seda. Pero resulta que la carga que adquiere del vidrio es distinta a la del ámbar, puesto que entre ambos salta una chispa cuando se ponen en contacto (si la carga electrostática es muy grande).

Durante mucho tiempo la electricidad se consideró como un fluido que pasaba de un material a otro, lo que explicaba el porqué de la chispa. Posteriormente, por convención, se definió que la carga de una varilla de vidrio es positiva y que la de ámbar es negativa.

En general, se considera que los cuerpos adquieren carga eléctrica cuando se frotan, lo cual se debe a que los electrones pasan de un cuerpo a otro. De este modo, los cuerpos adquieren carga positiva cuando pierden electrones y negativa cuando los gana.

. a) Cargas eléctricas de signo igual se repelen b) Cargas eléctricas de signo contrario se atraen
Figura 14.
.

Asimismo, si dos cuerpos adquieren la misma carga, pero de diferente signo, y se ponen en contacto, se volverán neutros porque sus cargas totales se redistribuyen de manera uniforme, y si estos cuerpos se encuentran separados, pero conectados por un trozo de alambre metálico, también se volverán neutros, lo cual demuestra que la carga es capaz de fluir a través del metal. Al paso de la carga por un alambre se le llama corriente eléctrica.

¿Cuál es la definición de carga eléctrica?.

Por otra parte, las cargas no sólo pueden transportarse a través del metal, también lo hacen a través de las disoluciones, aunque con mayor dificultad tanto en el aire como en el vacío, como se observa en los rayos o relámpagos. Un relámpago es una chispa que se forma porque la atmósfera adquiere una carga y la tierra adquiere otra diferente; lo mismo sucede si acercamos varillas de diferente carga.

Fue Michael Faraday (1791-1867), al estudiar sistemáticamente el paso de la corriente eléctrica en soluciones (fenómenos electrolíticos), quien introdujo los términos de ion, ánodo y cátodo: el ion es la partícula cargada en disolución; el ánodo, la placa o electrodo al cual se dirigen los iones negativos, y el cátodo, la placa o electrodo hacia el cual se dirigen los iones positivos.

La diferencia de cargas se puede comprobar fácilmente si haces un experimento como el que se muestra en la figura 15.

Materiales.

  • Barra de plástico.
  • Barra de vidrio.
  • Piel.
  • Tela (excepto lanas).
  • 2 globos (suspendidos por hilos).

Procedimiento

Frota la barra de plástico con la piel y acércala al péndulo globo suspendido. Observarás que la barra atrae la esfera hasta hacer contacto con ella y después la rechaza. Este fenómeno se explica porque al frotar la barra de plástico con la piel adquiere carga negativa; al hacer contacto con los globos se imparte carga negativa por contacto y finalmente la rechaza porque cargas de igual signo se repelen. Al repetir el experimento con la varilla de vidrio y la tela sucede el mismo fenómeno, pues al frotar la varilla de vidrio con la tela adquiere carga positiva, y al hacer contacto con el globo le transfiere a éste la carga positiva; después la rechaza porque cargas de igual signo se repelen. Los globos se atraen cuando se toca uno con la varilla de plástico y otro con la de vidrio.

Figura 15. Propiedades eléctricas de la materia y los dos tipos de carga.

Conclusiones.

Anota en los renglones tus conclusiones.

2.1.2 TUBOS DE RAYOS CATÓDICOS

¿Cuál es la causa por la que un bulbo emite luz?.

¿Cómo funciona un cinescopio?.

Si dos alambres se someten a un alto potencial eléctrico y después se acercan, surgirá una chispa o un arco entre los dos; mas si sus extremos están dentro de un tubo de vidrio sellado (figura 16), donde se hace un vacío casi completo, la descarga de un alambre a otro queda considerablemente atenuada. Esta descarga se llama rayos catódicos, y provoca una débil luminiscencia amarillo-verdosa, a través de una pantalla fluorescente.

Figura 16. Tubo de rayos catódicos.

a) Características de los rayos catódicos.

Fueron J. Plücker, Johann Hittorf y Williams Crookes quienes demostraron, en 1858, que los rayos catódicos cuentan con las siguientes características:

  1. Producen luminiscencia en una pantalla fluorescente colocada en su trayectoria y paralela a ella.
  2. Se desplazan en línea recta, y se alejan del cátodo, a menos que los afecte una fuerza externa.

Figura 17. Desplazamiento de un rayo catódico.

3. Son desviados de su trayectoria por campos eléctricos y magnéticos, lo que demuestra que los rayos catódicos son de naturaleza negativa, puesto que son atraídos por el campo eléctrico positivo y repelidos por el negativo.

Figura 18. Desviación de la trayectoria por la acción de un campo eléctrico.

4. Producen sombras, lo cual demuestra que los rayos catódicos no atraviesan objetos sólidos. (figura 19).

Figura 19. Los rayos catódicos producen sombras.

5. Hacen girar un pequeño molinete, lo cual también demuestra que los rayos catódicos son partículas que tienen masa.

Figura 20. Hacen girar un pequeño molinete.

El estudio de los rayos catódicos demostró la existencia de partículas negativas, a las que se llamó electrones, además de permitir el desarrollo de diversos aparatos de uso cotidiano y científico, como el televisor, y los cinescopios de estos aparatos, descendientes de los primeros tubos de rayos catódicos.

Electrón (primer partícula subatómica)

En 1895 Jean Perrin demostró en forma definitiva que la carga de rayos catódicos es negativa, y dos años después, en 1897, descubrió que su velocidad era aproximadamente igual a la décima parte de la velocidad de la luz y que sus propiedades no dependían de la composición del gas en el tubo de rayos catódicos. También en 1897, Joseph Thomson demostró, que los rayos catódicos son en realidad corrientes de partículas negativas y adoptó para éstas el nombre de electrones, propuesto en 1891 por Stoney.

Para cuantificar la masa de los electrones, Thomson modificó el tubo de rayos catódicos de tal manera que los rayos pasaran a través de un colimador hasta llegar a una pantalla de sulfuro de zinc colocada en el fondo del tubo, donde un campo eléctrico y otro magnético desviaban su trayectoria.

Figura 21. Aparato usado por Thomson.

En este experimento Thomson encontró que los rayos catódicos:

a) Son partículas con masa y tienen carga.

b) Son universales, ya que se encuentran en todas las sustancias.

Robert Millikan llevó a cabo en 1909 el experimento de la gota de aceite mediante el cual encontró que la carga del electrón es de 1.6 x 10-19 coulombs. En este experimento, Millikan roció aceite dentro de un recipiente y observó que una gota del mismo entre dos placas metálicas, tras someterla a la acción de los rayos X, se cargaba negativamente, y se aplicaba un alto voltaje la gota era atraída por una de las placas.

A partir de la relación carga/masa del electrón y su carga se determinó que la masa del electrón es de 9.1 x 10-28 g. Se sabe que la masa de un átomo de hidrógeno ( el más ligero de todos los elementos) es casi dos mil veces más pesada que la del electrón, lo que significa que las partículas catódicas forman parte de los átomos.

Protón (segunda partícula subatómica).

Cuando el tubo de rayos catódicos no está por completo al vacío puede generar una corriente de partículas positivas (protones), las que en 1886 estudió por primera vez Eugen Goldstein. Estos rayos positivos o rayos canales se producen al chocar los rayos catódicos con los átomos gaseosos del tubo, colisión que produce iones positivos que viajan hacia el cátodo agujerado y lo atraviesan (figura 23).

Figura 23.

Goldstein, por medio de un tubo de rayos catódicos que contenía hidrógeno y un disco metálico perforado como cátodo, descubrió los rayos canales, que viajan en dirección opuesta a los catódicos y tienen carga positiva. Estos tubos son el principio de los modernos tubos mercuriales. La carga positiva reside en el protón, partícula fundamental cuya carga es igual a la del electrón, pero de signo opuesto, y masa casi dos mil veces más grande que la del electrón. El protón es un átomo de hidrógeno que perdió un electrón.

Tabla 2. Características del electrón y del protón.

Carga eléctrica Masa
Partícula g u.m.a.
Electrón -1.6 x 10-19 -1 9.1 x 10-28 0.00055
Protón +1.6 x 10-19 +1 1.67 x 10-24 1.00727

En la primera década de nuestro siglo parecía claro que cada átomo contenía regiones con cargas positivas y negativas, la cuestión era saber cómo estaban distribuidas.

d) Modelo atómico de Thomson

Al descubrir que los elementos emiten partículas minúsculas se tenía que descartar una de las suposiciones fundamentales de la teoría atómica de Dalton, la cual dice que

“toda la materia está formada por partículas minúsculas e indestructibles, las cuales reciben el nombre de átomos”.

Fue Joseph Thomson quien propuso el siguiente modelo: “El átomo es una esfera cuyo diámetro mide 10-8 cm, tiene carga uniforme y positiva, dentro de la cual “flotan” electrones negativos, cuyo número es igual a la carga de la esfera, para que en su conjunto el átomo resulte neutro” Este modelo se conoce como pastel de pasas, donde la masa del pastel es la carga positiva y las pasas los electrones. De acuerdo con él, la rotación de los electrones dentro de la carga positiva daría estabilidad al átomo. (Figura 24)

Figura 24. Representación de diferentes elementos de acuerdo con el modelo de Thomson.

“PROPIEDADES ELECTROMAGNÉTICAS DE LA MATERIA”13 Práctica de laboratorio (obligatoria). Objetivo

Conocer las propiedades electromagnéticas de la materia, mediante experimentos donde se manifiesten estas propiedades, para que comprendas que la materia tiene cargas eléctricas.

Cuestionario de conceptos antecedentes

a) ¿Cómo se electriza un cuerpo? ___________________________________________

b) ¿Cuáles son las propiedades eléctricas de la materia?_________________________

c) ¿A qué se le llama electrodo? ____________________________________________

d) ¿Cuál es la naturaleza de los rayos catódicos? ______________________________

e) ¿Cuáles son los tipos de carga eléctrica? ___________________________________

Experimento I Objetivo

Conocer el mecanismo de electrización por frotamiento, para establecer que la materia tiene cargas eléctricas.

13 A partir de este momento se te dará a conocer cuáles son las prácticas que deberás de realizar (en el laboratorio) para tener derecho al exámen de acreditación. Las prácticas estarán indicadas por la palabra OBLIGATORIA.

Hipótesis

¿Por qué algunos cuerpos al ser frotados se atraen o se repelen? __________________

¿Qué necesitas?

  • 1 Piel de conejo
  • 1 Barra de plástico
  • 1 Paño de seda
  • 1 Barra de vidrio

Prevención y seguridad

La indicada para el trabajo en el laboratorio

¿Cómo hacerlo?

Frota la barra de plástico con la piel de conejo y acércala a unos trocitos de papel. Observa.

Registro de observaciones

  1. ¿Qué sucede al acercar la barra de plástico a los pedacitos de papel?
  2. ¿Qué se observa cuando se acerca la barra de vidrio a los trocitos de papel?

Experimento II Objetivo

Conocer el mecanismo de electrifican por contacto, para establecer que la materia tiene cargas eléctricas.

Hipótesis

¿Por qué algunos cuerpos adquieren cargas eléctricas al ponerse en contacto?

¿Qué necesitas?

  • 1 Piel de conejo
  • 1 Barra de plástico
  • 2 Péndulos electrostáticos con esferas

¿Cómo hacerlo?

Frota la barra de plástico con la piel de conejo y con ella toca la esfera de uno de los péndulos; repite la operación con el otro péndulo. Enseguida acerca los dos péndulos.

Observa:

Registro de observaciones

¿Qué sucedió al acercar las dos esferitas?_____________________________________

Debido a que:__________________________________________________________

Experimento III

Objetivo

Conocer las propiedades de los rayos catódicos, para establecer que la materia tiene cargas eléctricas.

Hipótesis

¿A qué se debe que los tubos al vacío al conectar una corriente de alto voltaje, producen un flujo luminoso?________________________________________________

¿Qué necesitas?

  • 1 Tubo de rayos catódicos
  • 1 Tubo de Crookes con cruz de Malta
  • 1 Tubo de rayos catódicos con molinete
  • 1 Bobina Tesla
  • 1 Imán de barra

Prevención y seguridad

La indicada para el trabajo en el laboratorio Cuando uses aparatos eléctricos toma los cuidados necesarios, la bobina Tesla debes usarla por periodos de 20 segundos y no debes tocar el electrodo.

¿Cómo hacerlo?

Conecta la bobina Tesla a una toma de corriente y acerca el electrodo al cátodo del tubo de rayos catódicos y observa. Acerca el imán al tubo y observa. Repite la operación con el tubo de la cruz de Malta y después con el molinete. Observa.

Figura 27. Tubo de rayos catódicos.

Figura 28 . Tubo de Crookes con Cruz de Malta Figura 29 . Tubo de Rayos Catódicos con molinete.

Registro de observaciones: 1.- ¿Cómo es la trayectoria de los rayos catódicos?______________________________

2.- ¿Qué sucede con los rayos catódicos al acercar el imán?______________________

3.- ¿Qué se observa en el tubo con la Cruz de Malta?____________________________

4.- ¿Qué observas en el tubo con el molinete? _________________________________

Cuestionario de reflexión

    1. En el experimento I; ¿Qué carga eléctrica adquiere la barra de plástico?
    2. ¿Y la de vidrio? __________________________________________________________
  1. ¿Qué es la electrificación? ______________________________________________
  2. Escribe las Leyes de las cargas:__________________________________________
  3. En el experimento III. ¿A qué se debe la sombra que se observa en el fondo del tubo con la cruz de Malta?

5. ¿Por qué se mueve el molinete al acercar la bobina Tesla? _____________________

Conclusiones

De acuerdo al cuestionario de reflexión, contrasta tus hipótesis con los resultados obtenidos y elabora tus conclusiones.

Hasta este momento ya sabes que….

para el

MODELO ATÓMICO DE THOMSON

2.2 RADIACTIVIDAD

2.2.1 ANTECEDENTES HISTÓRICOS

El físico francés Henri Becquerel observó en 1896 al trabajar con minerales en el Museo de Historia Natural de París que algunos de éstos emitían radiaciones espontáneas, lo que le llevó a pensar que se trataba de radiaciones del mismo tipo que los rayos X, pues eran capaces de velar una placa fotográfica que había cerca de los minerales. Tal suceso condujo a Becquerel a clasificar los minerales que producían la impresión de la placa fotográfica, sin que ésta se expusiera a los efectos de la luz solar, concluyendo que todas las sales de uranio (U) producían el mismo efecto. A fines del siglo pasado se comprobó que la propiedad de emitir radiaciones no era exclusiva del uranio, pues también se observó en el torio (Th).

En 1898, María Sklodowska y Pierre Curie aislaron dos nuevos elementos: el polonio (Po) y el radio (Ra) como impurezas en el sulfuro de bismuto y en el cloruro de bario. Ambos elementos también manifestaban la emisión de radiaciones, pero con mayor intensidad que el uranio. A estos elementos que presentan la propiedad de emitir radiaciones en forma espontánea se les llamó radiactivos y al fenómeno radiactividad.

Entre los años de 1900 a 1903 Joseph Thomson, Villard, Frederick Soddy y Ernest Rutherford, tras experimentar en un dispositivo como el que se muestra en la figura 30, concluyeron que existen tres tipos de emisiones radiactivas: alfa, la cual se compone de iones He 2+ (partículas alfa D ); beta que se compone de electrones (partículas E ), y gamma que no cuentan con ningún tipo de carga (rayos gamma).

Figura 30. Representación esquemática de la obtención de los tres tipos de emisión radiactivas.

Es importante mencionar que el poder de penetración de cada tipo de rayo es diferente: en los rayos alfa es bajo, en los rayos beta regular, y en los rayos gamma es alto.

2.2.2 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

¿Cuáles fueron los antecedentes que permitieron postular el modelo

atómico que actualmente se conoce?.

Rutherford puso a prueba el modelo de Thomson (conocido como “pastel de pasas”) con sus experimentos sobre la radiación alfa y demostró que tal modelo era insostenible.

En 1908-1909 bajo la guía de Rutherford, Hans Geiger y E. Marsden reportaron experimentos significativos respecto de la estructura del átomo. Estudiaron el efecto del bombardeo de partículas alfa sobre una laminilla de oro, que se seleccionó porque puede laminarse fácilmente, con espesores de hasta 100 átomos. Sin embargo, al igual que otros sólidos, el oro casi no puede comprimirse, por lo que se supone que sus átomos tienen un empaque muy compacto (figuras 31 y 32).

Figura 31. Dispersión de las partículas alfa. Figura 32. Interpretación de Rutherford al bombardeo de átomos de oro con partículas alfa.

A partir de los experimentos anteriores, Geiger y Marsden encontraron que:

  1. La mayor parte de las partículas alfa pasaban a través de los átomos de oro, supuestamente del empaque compacto con poca o ninguna desviación, por lo que Rutherford supuso que la mayor parte del átomo es espacio vacío.
  2. La segunda observación permitió descubrir que unas cuantas partículas eran desviadas.
  3. Algunas partículas alfa rebotaban en el oro.

¿Qué pasaría si Rutherford, Geiger y Marsden hubieran utilizado partículas

Beta ( E ) en lugar de partículas Alfa ( D )?.

a) Postulados del modelo atómico de Rutherford.

En virtud de que las partículas alfa son repelidas, Rutherford dedujo que debía existir una parte del átomo más pesada que las partículas alfa y de carga positiva, a la cual llamó núcleo atómico. Rutherford describió su modelo atómico como un sistema solar en miniatura que consistía en lo siguiente:

-Cada átomo tiene un pequeño centro llamado núcleo.

– En el núcleo se concentra la mayor parte de la masa del átomo y toda la carga positiva (protones).

– Los electrones del átomo están muy separados del núcleo, formando la superficie externa del átomo.

Para darte idea de la magnitud del vacío que existe en el átomo, coloca en la línea de la portería de un campo de fútbol un pequeño balín o canica (el electrón) y a la mitad del mismo una pelota de ping pong, beisbol, futbol o basquetbol (el núcleo) y apreciarás el enorme vacío que hay en el átomo.

A continuación te mostramos la representación orbital, según Rutherford, de algunos elementos químicos.

Figura 33. Representación de diferentes elementos de acuerdo con el modelo de Rutherford.

En mayo de 1911, Rutherford publicó en el Journal of the Literary and Philosophical Society de la ciudad de Manchester un informe sobre sus descubrimientos, el cuál los físicos de esa época tomaron con reserva, pues los electrones no podían mantener la trayectoria circular que proponía porque, de acuerdo con las leyes de electromagnetismo clásico, un electrón o todo objeto eléctricamente cargado, que está acelerado o cuya dirección lineal es modificada, emite radiación electromagnética, en tanto según el modelo de Rutherford el electrón debería emitir radiación electromagnética, lo que llevaría a la disminución de la energía del electrón, que en consecuencia describiría una trayectoria en espiral hasta caer en el núcleo. Vemos que al suponer que el electrón gira alrededor del núcleo, Rutherford no logró impedir que se precipitara sobre éste. (figura 34).

Figura 34. En el modelo planetario del átomo, el electrón describiría una espiral decreciente alrededor del núcleo hasta ocurrir el colapso.

A continuación te presentamos las ventajas y desventajas que se han encontrado en el modelo de Rutherford.

VENTAJAS DESVENTAJAS
-Surgió el concepto de Núcleo Atómico. -Permitió explicar la distribución de masas positivas y negativas en el átomo. -Sirvió para fabricar instrumentos que detectan la radiación D,E y J ejemplo de ello es el contador Geiger. -Rutherford no logró evitar que el electrón se colapsara contra el núcleo.

Contesta las preguntas que se te presentan a continuación.

  1. ¿Qué lugar del átomo contiene la mayor parte de la masa?_____________________
  2. ¿Cuáles son las diferencias entre electrón y protón?

Electrón:_____________________________________________________________ ____________________________________________________________________

Protón:______________________________________________________________ ____________________________________________________________________

    1. ¿Qué experimento condujo a Rutherford a deducir los siguientes postulados:
    2. a) El núcleo del átomo contiene la mayor parte de la masa atómica. b) El núcleo del átomo tiene carga positiva. c) El átomo en su mayor parte es espacio vacío.
  1. Describe el átomo que se imaginó Rutherford

2.2.3 MODELO ATÓMICO DE BOHR

Partiendo de las propuestas hechas por Thomson y Rutherford, Niels Bohr (1885-1962) desarrolló un modelo atómico mediante el cual pudo dar respuesta a las interrogantes sobre los dos modelos anteriores. Para lograr lo anterior, Bohr tuvo que recurrir a la física: la electricidad y el magnetismo, estas áreas dieron las bases para comprender el comportamiento de los electrones en los átomos.

a) Espectros

La Luz se propaga en el espacio en forma ondulatoria. En 1865 James Clerk Maxwell determinó que las ondas de luz tienen carácter electromagnético, es decir, que pueden interactuar con los cuerpos cargados y con los dipolos magnéticos (como la brújula). El físico alemán Heinrich Hertz demostró experimentalmente esta hipótesis al medir la velocidad con que se propagan a través del espacio los impulsos electromagnéticos generados por una descarga eléctrica y comprobó que es idéntica a la velocidad de la luz.

Veamos cómo se pueden interpretar las propiedades de la luz mediante una teoría ondulatoria: cada onda se caracteriza por su longitud ( O ) (figura 35), amplitud y la velocidad con que viaja; la longitud de onda determina su color y se representa por la letra griega lambda ( O ); la amplitud determina su intensidad, es decir, su brillantez; la velocidad de la luz es de 300 000 km/seg ó 3 x 108 m/s y se representan por la letra c; la frecuencia se define como el número de ondas que pasan por un punto dado en un segundo y se representa por la letra nu o ny (v), y la unidad de medida de la frecuencia es de hertz (ciclos/segundo).

Figura 35. Representación de una onda electromagnética.

¿Por qué la velocidad de procesamiento de una computadora se expresa en Megahertz?.

El espectro es la imagen de una radiación que se obtiene después de que ésta se descompone en las diversas radiaciones simples que la integran (figura 36).

A0= Angstrom, el cual equivale a 10-8 metros.

Ejemplo de ello es la formación de un arco iris después de llover y aparecer el sol, efecto que se debe al paso de la luz solar a través de pequeñas gotas de agua que se encuentran en suspensión en la atmósfera, las cuales producen la dispersión de la luz, es decir, su descomposición en los diferentes colores que la constituyen. Este fenómeno lo reprodujo Marcus Marci en 1664 al hacer pasar un rayo del sol a través de un prisma (base de cualquier espectroscopio) que, a la vez, proyectó sobre una superficie blanca en la pared (figura 37).

Figura 37. Espectro continuo de la luz solar.

En 1802, el químico inglés Williams Wollaston advirtió mediante el primer espectroscopio de rejillas, que el espectro de la luz visible tenía dentro del arco iris ciertas líneas oscuras de diferente grosor, lo que lo llevó a descubrir las líneas oscuras del espectro del sol, las cuales cien años más tarde cobraron gran importancia en las investigaciones sobre la estructura del átomo.

Figura 38. Espectroscopio de rejilla.

Joseph von Fraunhofer perfeccionó el espectroscopio y llegó a contar hasta 574 bandas, nombró las principales, señaló su ubicación exacta en el espectro e investigó el origen, orden y significado de las líneas oscuras del espectro solar, Más tarde, Gustav Kirchhoff y Robert Bunsen interpretaron el misterio de las rayas de Fraunhofer mediante el procedimiento de hacer pasar luz a través de una muestra de sodio gaseoso, lo que evidenció que en el Sol hay sodio, pues apareció una de las rayas oscuras de Fraunhofer en el experimento. Así nació el análisis espectral, que permite en la actualidad conocer qué elementos hay no sólo en el Sol y en la Tierra, sino también en cuerpos celestes tan lejanos como las estrellas.

Los espectros se clasifican de la siguiente manera: de bandas, de líneas y continuos, de los cuales sólo se hará referencia a los de líneas, debido a que cada elemento en estado gaseoso tiene su propio espectro de líneas (figura 39). Estos se clasifican en: espectro de líneas de absorción y espectro de líneas de emisión.

Espectro de líneas de absorción. Se produce al enviar luz blanca a través de un elemento en estado gaseoso (como el experimento de Kirchhoff). Los átomos de gas absorben radiación de ciertas longitudes de onda que aparecen como líneas oscuras después de que el prisma dispersa la luz (figura 40).

Figura 40. Espectrómetro para obtener el espectro de absorción de un gas.

Espectro de líneas de emisión. Se produce cuando se hace pasar una corriente eléctrica a través de un tubo que contiene un elemento gaseoso. Esto se observa en los tubos de luces de neón, sodio o de mercurio. Una vez que la luz pasa a través del prisma se observan sólo unas pocas líneas de colores.

Figura 41. Espectroscopio para observar un espectro de emisión de un gas.

Espectro de líneas del hidrógeno. Cada banda o línea corresponde a la longitud de onda de la energía emitida cuando el electrón de un átomo de hidrógeno, que previamente absorbió energía, cae a un nivel de energía menor, cómo lo explicó el modelo atómico del danés Niells Bohr.

b) El átomo de Bohr

En 1911 ya se habían sentado las bases del siguiente paso en la evolución de la estructura del átomo; se sabían de él sus dimensiones y su masa; que estaba formado de un núcleo, de órbitas y de electrones. Así pues, se tenían dos modelos irreconciliables: el de Thomson y Rutherford. Había buena cantidad de datos, leyes, experimentos, pero no existía un modelo del átomo que resolviera las contradicciones que había entre la teoría y la realidad, hacía falta alguien que resolviera y revolucionara todos los conocimientos acumulados y los ordenara en un modelo congruente con lo que se sabía, y ése fue Niells Bohr.

Además, Bohr ligó tres conceptos físicos: átomos, radiaciones y electrones mediante el concepto quantum propuesto por el físico alemán Max Planck al explicar la naturaleza de la energía radiante emitida por las sustancias candentes. Albert Einstein utilizó la teoría de Planck y llegó a la conclusión de que la radiación no puede ni emitirse ni absorberse de manera continua, sino que la energía radiante es discontinua y consiste en paquetes individuales de energía llamados quantum o fotones.

Bohr propuso en 1913 una teoría atómica que no sólo explicaba los espectros de líneas, sino también la causa por la que no caen los electrones al núcleo, modelo que le permitió calcular la posición de las líneas del espectro de hidrógeno (figura 42).

Bohr empezó su estudio con el modelo del sistema solar de Rutherford, y al efecto impuso limitaciones a la energía y al movimiento de los electrones. También demostró matemáticamente que las líneas del espectro de hidrógeno se originan al pasar un electrón de un nivel a otro, por lo que el electrón emite energía cuya frecuencia se pude calcular, encontrando que éste gira en órbitas circulares o en radios bien definidos, nunca en órbitas de radios intermedios.

Estos radios bien definidos tienen ciertos valores, los cuales se obtienen a partir de números positivos (1, 2, 3, etcétera), a los que se les asigna la literal n, la que se denomina número cuántico principal. Los valores de n se pueden sustituir en otra ecuación, lo que permite calcular las frecuencias de las líneas espectrales del hidrógeno.

Los valores de n en el modelo atómico de Bohr, tienen un significado físico; por ejemplo, si n = 1, significa que los electrones se encuentran más cercanos al núcleo, en la capa u órbita más interna; los electrones con un valor de n = 2 están a continuación de los n = 1, y conforme nos alejamos del núcleo, se encuentran ahora en una capa superior con más energía. (figura 43).

Figura 43. Niveles principales de energía para el átomo de hidrógeno según Bohr.

En este sentido, cuando los niveles energéticos que ocupan los electrones se encuentran en una situación de energía relativamente baja, se dice que se encuentra el electrón en un estado basal (n=1), y cuando se somete a altas temperaturas u otra forma de energía, los átomos pasan a un nivel de energético mayor, el cual se denomina estado de excitación. Al respecto, cabe hacer notar que cuando estos electrones descienden un nivel energético se presenta un decremento de energía, el cual se manifiesta en forma de un fotón o cuanto de luz. La cantidad de energía que se absorbe o se emite es igual a la diferencia de energía entre los dos niveles energéticos.

De acuerdo con lo anterior, ¿cada uno de los “saltos” que da un electrón

hacia un nivel energético menor emitirán un quantum de luz de diferente

color?.

Durante algún tiempo el modelo de Bohr fue en extremo atractivo, no sólo porque explicó las enigmáticas regularidades de los espectros de líneas, sino porque añadió la hipótesis de que las propiedades químicas dependen del número de electrones externos; así, hizo posible contar con un modelo racional que explicará las propiedades químicas periódicas de los elementos. Su razonamiento es el siguiente:

Cómo sólo son permitidos ciertos valores energéticos específicos (designados por n = 1, 2, 3, 4…) para los electrones en los átomos, de la misma manera el número de electrones en cada órbita también debe estar limitado, es decir, debe tener un máximo. Este máximo es igual a 2n2. De esta forma, el nivel energético con n = 1 tendrá una población máxima de dos electrones >2 (1)2 = 2@; el segundo nivel >2(2)2 = 8@; el tercero >2(3)2 = 18@; el cuarto >2(4)2 = 32@, y así sucesivamente.

Imaginemos la construcción sucesiva de los átomos mediante la adición de electrones alrededor del núcleo: para tener un átomo neutro, debemos poner en órbita tantos electrones como protones existan en el núcleo, y cada electrón ingresa en el nivel energético de menor energía que esté disponible o vacío. En el caso hidrógeno con z = 114 ,el electrón solitario ingresa en el nivel n = 1; el helio con z = 2 también acomoda sus electrones en el nivel 1; pero en el caso del litio, con tres electrones, el tercer electrón ingresaría en el nivel 2, dado que el n = ya está lleno.

La siguiente tabla presenta una lista de los 18 primeros elementos en relación con el aumento de su número atómico.

Tabla 3.

14 Representa la carga nuclear o el número de protones de un átomo.

El helio (He2) y el neón (Ne10) se llenan por completo y son químicamente inertes; el argón (Ar18) es otro elemento que no es reactivo, del que se debería esperar que tuviera completo el tercer nivel hasta los 18 electrones, pero se observa que tan sólo tiene ocho; sin embargo, el argón se comporta como si tuviera su capa externa llena, lo mismo que ocurre con los demás elementos pertenecientes a este grupo en la tabla periódica : Kr, Xe y Rn.

Na

O

Be

H He

H1 He2 n = 1 Be4

n = 2

n = 3

Figura 44. Representación de diferentes elementos de acuerdo con el modelo de Bohr.

Aportaciones y limitaciones del Modelo de Bohr

APORTACIÓN LIMITACIÓN
-Describe con precisión el espectro atómico observado en el átomo de hidrógeno. -Explica la estabilidad de los átomos a partir de la existencia de niveles de energía o estados estacionarios, en los cuales, a pesar de que está acelerado, el electrón no emite radiación y, por lo tanto, no cae al núcleo. -En los átomos, las propiedades químicas están determinadas por los electrones más alejados del núcleo y no por los más internos. -Para elementos de la misma familia química, los electrones de valencia son los mismos y la tendencia a cederlos crecerá conforme aumente el número de niveles en el átomo, pues los electrones externos estarán ligados débilmente al núcleo. -No explica los espectros de otros elementos ni la estructura del espectro, es decir, se encontró que las líneas espectrales no eran líneas sencillas, sino un conjunto de varias de ellas.

“ESPECTROS DE EMISIÓN”

Objetivo

Observar los espectros de emisión de algunas sustancias, mediante experimentos donde se manifiesten estas características, para que los utilicen en el conocimiento de la estructura de la materia.

Cuestionario de conceptos antecedentes

a) ¿Cuál es la naturaleza de la luz?

b) ¿Por qué las sustancias emiten luz al calentarlas?

c) ¿A qué se le llama espectro?

d) ¿Qué es el espectro electromagnético ?

e) ¿Por qué se dice que los espectros de líneas son como las huellas dactilares?

Experimento I

Objetivo

Observar los espectros de emisión de algunas sales, para reconocer que la espectroscopía es un método de identificación cualitativo.

Hipótesis

¿Por qué algunas sustancias al ser calentadas producen una luminiscencia?

¿Qué necesitas?

Materiales Sustancia*

  • 1 Mechero Bunsen ☞ 20 ml Ácido clorhidrico
  • 1 Espectroscopio de rendija ☞ 0.5 g Cloruro de sodio
  • 1 Portacaja con alambre ☞ 0.5 g Cloruro de litio
    • 1 Vaso de 100 ml ☞ 0.5 g Cloruro de potasio
      • 0.5 g Cloruro de bario
      • 0.5 g Cloruro de cobre
      • 0.5 g Cloruro de estroncio

* Las cantidades a usar son aproximadas

Prevención y seguridad

La indicada para el trabajo en el laboratorio y la indicada para el uso del mechero.

¿Cómo hacerlo?

Toma por medio de la porta-asa, un poco de cada una de las sustancias y colócala a la flama del mechero:

Cloruro de estroncio Cloruro de litio Cloruro de potasio Cloruro de bario Cloruro de cobre Cloruro de sodio Observa la coloración de la flama en forma directa y luego por el espectroscopio.

NOTA: Antes de poner a la flama una sal en el alambre, introduce éste en el vaso que contiene ácido clorhídrico para lavarlo y en seguida ponlo a la flama del mechero con el fin de eliminar impurezas. Repite la operación hasta que el alambre no dé coloración a la flama.

Figura 45. Experimentación a la flama espectroscópica.

Registro de observaciones

Anota tus observaciones en el siguiente cuadro:

Sustancia Color de la flama Observaciones
Cloruro de litio
Cloruro de potasio
Cloruro de bario
Cloruro de cobre
Cloruro de estroncio
Cloruro de sodio

Experimento II

Objetivo

Observar la producción de los espectros ópticos para reconocer a la espectroscopía como un método de obtención.

Hipótesis

¿Qué sucede si a un gas se le hace pasar corriente de alto voltaje?

¿Qué necesitas?

  • 1 Bobina Tesla
  • 1 Espectroscopio
  • 1 Soporte Universal
  • 1 Pinza de tres dedos con nuez
  • Tubo de descarga de diferentes gases

Prevención y seguridad

La indicada para el trabajo en el laboratorio.

Cuando uses aparatos eléctricos toma los cuidados necesarios, la bobina Tesla debes usarla por periodos de 20 segundos y no debes tocar el electrodo.

¿Cómo hacerlo?

Monta el tubo de descarga de hidrógeno en el soporte universal, por medio de las pinzas, acerca la bobina Tesla a uno de los extremos: observa la luz producida; primero de manera directa y después con el espectroscopio. repite la operación con los otros tubos de descarga.

Registro de observaciones

Anota tus observaciones en el siguiente cuadro.

Tubo de descarga Color (directa) Color (espectroscopio) Observaciones

Cuestionario de reflexión

  1. ¿Por qué cada sustancia emite luz diferente?
  2. ¿Qué le ocurre a la luz cuando pasa a través del prisma del espectroscopio?
  3. ¿Cuál es la diferencia entre el espectro de la luz solar y los observados ?
  4. ¿Qué se necesita, en cada caso, para que la sustancia emita luz?
  5. ¿Cómo apoyan estos experimentos al estudio de la estructura atómica?

Conclusiones

De acuerdo al cuestionario de reflexión, contrasta tus hipótesis con los resultados obtenidos y elabora tus conclusiones.

c) Modelo atómico de Bohr-Sommerfeld.

¿Qué características tiene la órbita propuesta por Bohr?.

¿Qué es el número cuántico principal?.

No debe sorprendernos que el éxito de la teoría de Bohr en la explicación del espectro de hidrógeno no se repitiera en la de otros elementos dado que ésta sólo es exacta en un sistema atómico compuesto de un electrón y el núcleo. Por ello fracasó aun con el sencillo átomo de helio, que tiene dos electrones y un núcleo.

Arnold Sommerfeld razonaba que si el átomo es homólogo al sistema, el electrón debe girar no sólo en círculos, como el modelo de Bohr, sino también en elipses, con la particularidad de que el núcleo debe hallarse en uno de los focos de éstas. Sommerfield trabajó en un nuevo modelo que suponía la existencia de un segundo número entero, el número cuántico secundario, cuyos valores enteros iban de l = 0, 1, 2… n -1, es decir, el número de elipses admisibles no supera el número cuántico principal n que numera los estados estacionarios.

Tabla 4. Muestra de los valores de n y l y las formas de las órbitas.

Valores de n Valores de ( l ) Formas de órbita
1 2 3 4 0 0 1 0 1 2 0 1 2 3 circular elíptica circular elipse excéntrica elipse circular elipse muy excéntrica elipse excéntrica elipse circular

Pero ni siquiera dos números cuánticos n y I explicaron todas las particularidades raras de los espectros. Por ejemplo, si el átomo radiante se coloca en un campo magnético, el desdoblamiento de rayas espectrales se efectúa de modo distinto (efecto zeeman), esto indica que el electrón en la órbita es sensible al campo magnético; tal sensibilidad se manifiesta sólo si hay subniveles de energía, los cuales estaban definidos por tres números cuánticos n, l y m de los cuales los dos primeros ya se conocen, en tanto que el tercero (m) se conoce como número cuántico magnético o de orientación, cuyos valores van desde -l hasta + y; por ejemplo, si l = 2, m puede valer -2, -1, 0 ,1 y 2, y existen cinco orientaciones diferentes de las órbitas como lo muestra la tabla 5.

abla 5. Valores de l y m y el número de órbitas para cada subnivel

Nombre de Valores de l Posibles valores de m Número de
subniveles órbitas
s p d f 0 1 2 3 0 -1, 0, 1 -2, -1, 0, 1, 2 -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 1 3 5 7

Las letras s, p, d, f se eligieron basándose originalmente en las observaciones de los espectros de líneas, en las que se detectó que ciertas líneas pertenecen a una serie “bien definida” (sharp), y éstas se asocian con las transiciones energéticas que incluyen la subcapa s; otras líneas pertenecen a las series que se llamaron principal, difusa y fundamental, de donde derivan las designaciones s, p, d y f.

Aportaciones y limitaciones del modelo de Bohr-Sommerfeld

Propuso órbitas elípticas, además de circulares, lo que implica la existencia de subniveles de energía.
No obstante que nuevas teorías desplazaron al modelo de Bohr y Sommerfeld, la existencia de niveles cuantizados de energía y de los números cuánticos n, l y m no se ha modificado. Lo que sí cambió en las teorías actuales es la concepción de que el electrón es un corpúsculo que viaja en una trayectoria bien definida.

-Aun cuando la visión actual es mucho más compleja, lo que nos interesa en este curso es explicar cómo las propiedades de los átomos tienen que ver con los niveles y subniveles que ocupan sus electrones más externos, y para ello nos bastará el modelo de Bohr y Sommerfeld.

2.2.4 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Si algún valor puede adjudicarse a las teorías de la estructura ello debe comprender el de ser capaces de explicar las diferencias de reactividad de diversos elementos y también el por qué de las propiedades físicas y químicas de los elementos, así como la forma en que se repiten en la tabla periódica. La periodicidad de los elementos descarta en forma definitiva a la masa o al número atómico como factores determinantes de la reactividad química, por lo que los núcleos atómicos no son los responsables de la conducta química de los elementos. Debemos buscar la explicación en la arquitectura configuracional de los electrones externos a fin de saber por qué los elementos actúan como lo hacen.

Al pasar de un elemento a otro en la tabla periódica, el número atómico y la carga nuclear aumentan en una unidad. Para conservar la electroneutralidad de los átomos, este progresivo incremento de la carga nuclear debe acompañarse de un aumento simultáneo en el número de los electrones circundantes. En consecuencia, al pasar del hidrógeno con z = 1 al laurencio con z = 103, el número de electrones alrededor del núcleo debe incrementarse progresivamente de uno en uno, desde un electrón para el hidrógeno hasta el valor de 103 para el laurencio. En virtud de que estos electrones ocupan la estructura externa de los átomos, deben disponerse en los niveles y subniveles de energía, cada uno de los cuales contiene un número máximo de electrones, como ya se estudió en temas anteriores.

¿Cuál es el sucesivo acomodo de cada electrón en la arquitectura del átomo?.

No todos los electrones de un átomo se ubican a la misma distancia del núcleo como lo establecieron Bohr y Sommerfeld, sino que se encuentran en niveles y subniveles de energía. A los niveles de energía (n) se les asigna un número comenzando por n = 1, para el nivel más cercano al núcleo, y así sucesivamente hasta llegar al nivel n = 7, para los elementos conocidos. (Teóricamente el número de niveles es infinito).

Si el electrón de un átomo se ubica en el nivel de energía (n = 6), ¿se

podría afirmar que dicho electrón cuenta con mayor energía que si estuviera

en n=1?.

Cada nivel de energía está ubicado más lejos del núcleo y los electrones en estos a distancias más grandes tienen mayor cantidad de energía. El orden de los principales niveles de energía es de:

1 < 2 < 3 < 4 < 5 < 6 < 7

Como se observa en la tabla 6, el número de electrones para cada uno de los niveles es limitado, los cuales se pueden calcular con la fórmula 2n2.

Tabla 6. Número máximo de electrones que pueden existir en cada subnivel y en cada uno de los primeros cuatro niveles.

Nivel de energía Subniveles Número de
(orbitales) electrones
n = 1 n = 2 s s 8 2 2 2
p 6
n = 3 s p d 2 10 6 2
n = 4 s p d f 32 14 10 6 2

Los principales niveles de energía tienen subniveles u orbitales que se identifican con las letras s, p, d, f, en el orden siguiente:

s <p <d <f

Asimismo, la población de un nivel y de un subnivel está limitada a 2n2. Un subnivel s puede acomodar como máximo dos electrones; un subnivel p sólo seis electrones; un subnivel d 10 electrones, y un subnivel f 14 electrones, que corresponden al doble del número de diferentes valores del número cuántico magnético 2 (2l + 1) = m.

Los electrones en los átomos polielectrónicos se distribuyen de acuerdo con la energía de cada subnivel, de manera que los electrones ocupan primero los subniveles de menor energía de acuerdo con el principio de construcción progresiva, como se observa en la figura 47.

La configuración del átomo con z electrones se obtiene al añadir un electrón más a la configuración del átomo con z – 1 electrones, colocando el último de acuerdo con el orden especificado en este esquema.

En la distribución de la población electrónica en niveles y subniveles se designa un número que indica el nivel de energía, una letra que indica el subnivel y un índice que indica el número de electrones; por ejemplo:

cinco electrones

El número máximo de electrones que en el primer nivel de energía es de dos, se localiza en el subnivel s, y se les designa como 1s2, el subnivel s del segundo nivel de energía (n = 2) se identifica con 2s, el tercer nivel como 3s y, así, sucesivamente. Por otra parte, el segundo nivel de energía, con un máximo de dos electrones en s y seis en p, se identifica con 2s22p6.

El número de electrones presente en el átomo de un elemento es igual a su número atómico y para establecer su configuración electrónica, la suma de los exponentes debe ser igual a su número atómico.

Para comprender lo anterior, a continuación se describen las configuraciones electrónicas de algunos elementos:

Elemento Configuración electrónica

He2 1 s2 Li3 1 s2 2s1 C6 1 s2 2s2 2p2 F9 1 s2 2s2 2p5 Fe26 1 s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6

De acuerdo con el ejemplo anterior elabora la configuración electrónica del siguiente listado de elementos. Para llevar a cabo esta actividad te recomendamos tener presente el número atómico de cada elemento, la tabla 5 y la figura 32 (principio de construcción progresiva).

Elemento Configuración electrónica

H1 _______________________________________________________________
Be4 _______________________________________________________________
B5 _______________________________________________________________
N7 _______________________________________________________________
O8 _______________________________________________________________
Ne10 _______________________________________________________________
Ga31 _______________________________________________________________

Como habrás notado, la secuencia que se presenta hasta el subnivel 3p es la que se espera, conforme el aumento de energía, tanto de niveles como de subniveles, sin embargo, después de haberse llenado el subnivel 3 p, con los del 3d, antes de que los electrones entraran al subnivel 4s; mas como no se tiene este orden de llenado porque el subnivel 4s tiene menor energía que el 3d; en consecuencia, debido a que los subniveles se llenan de acuerdo con la energía creciente, los últimos electrones del escandio al zinc se acomodarán primero en el 4s y después den el 3d.

a) Espín

Samuel Goudsmit propuso un cuarto número cuántico (ms) que describe las dos formas en que un electrón puede orientarse con respecto de un campo magnético. Se puede considerar que un electrón rota alrededor de su propio eje, ya sea en el sentido de las manecillas del reloj (-1/2) o en el sentido opuesto en relación con el campo (+1/2); a esta rotación o giro se le conoce con el nombre de espin electrónico.

La ubicación de los electrones en los átomos se puede describir en función de los cuatro números cuánticos: n, 1, m y ms. Sin embargo, cabe hacer mención que no pueden existir dos electrones en un mismo átomo con sus cuatro números cuánticos iguales.

Otro enunciado es el principio de exclusión de Pauling, llamado así en honor de Wolfgang Pauli (1900-1958), el cual postula que si dos electrones de un átomo ocupan un mismo subnivel entonces deben tener diferentes valores de ms; por ejemplo, en un átomo de helio dos electrones ocupan el subnivel 1s del estado normal; éstos tienen espines opuestos, y se dice que están apareados; luego entonces, sus números cuánticos son:

n l m ms

1 0 0 + ½

1 0 0 – ½ n = 1

Si dos electrones del átomo de helio tuvieran espines iguales, estarían sin aparear.

Al tener un subnivel del átomo diferentes orientaciones, los electrones se distribuyen en éstas de manera que los espines queden paralelos. Este concepto se conoce como regla de Hund, y significa que cada orientación se ocupa primero por un electrón y después se forman parejas.

Para comprender lo anterior a continuación se describe la configuración electrónica vectorial de un átomo de nitrógeno:

N7 = 1s 2s 2px 2py 2pz

n=1 n = 2

En los subniveles 1s y 2s se encuentran apareados sus electrones porque sólo tienen una orientación en el espacio, pero el subnivel 2p tiene tres orientaciones en el espacio y al ubicar los electrones éstos tienen espines paralelos.

Los siguientes ejemplos muestran la aplicación de la regla de Hund y del principio de construcción:

H1 ___ 1s

Li3 ___ ___ 1s 2s

1s 2s 1s 2s 2px 2py 2pz

____ ____ ____ ____ ___ 1s 2s 2px 2py 2pz

Desarrolla la configuración electrónica vectorial de los siguientes elementos, recuerda que debes tomar en cuenta el principio de construcción progresiva y la regla de Hund.

ELEMENTO CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

B5 ________________________________________________________________
C6 ________________________________________________________________
F9 ________________________________________________________________
Ne10 ________________________________________________________________
K19 ________________________________________________________________
Rb37 ________________________________________________________________

b) Configuraciones electrónicas y la tabla periódica.

¿Cuáles son las partes que conforman la tabla periódica de los elementos químicos?

La tabla periódica es un instrumento por medio del cual se conoce y comprende el comportamiento químico de los elementos, así como el de los innumerables compuestos que éstos integran. Está formada por siete periodos y 18 grupos, dividida en cuatro bloques de elementos, s, p, d y f, dependiendo del subnivel donde se localice el electrón diferencial (figura 48).

*Cabe hacer notar que el Helio (He2) corresponde al bloque s, por lo tanto se ubica en el subnivel 1s al igual que el hidrógeno (H1)

Los elementos que forman los bloques s y p se llaman representativos. Éstos constituyen los grupos 1, 2 y 13 al 18, además tienen colocado su electrón diferencial en el subnivel s ó p, según sea el caso; por ejemplo:

Li3 (1s2 2s1 ) N7 (1s2 2s2 2p3)

El conjunto de elementos con un electrón diferencial situado en el subnivel d forma los grupos del 3 al 12 y se denomina de transición; por ejemplo:

Sc21 (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1)

Los elementos del bloque f tienen su electrón diferencial colocado en el subnivel f y reciben el nombre de tierras raras o de transición interna; por ejemplo:

Pr59 ( 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f3 )

La siguiente tabla periódica muestra como se forman los bloques de elementos de acuerdo con la configuración electrónica de su electrón diferencial (figura 49).

A partir del siguiente listado de números atómicos, realiza en tu cuaderno, lo que se te pide:

x Menciona a qué elemento se refiere.

x Desarrolla su configuración electrónica y vectorial.

x Posteriormente, menciona en qué subnivel se ubica el (los) último (s) electrón(es)

x Indica si el elemento corresponde al conjunto de elementos: representativos, de transición o de tierras raras.

x Señala los niveles de energía que se encuentran en cada una de las configuraciones electrónicas vectoriales (consulta la tabla 6).

Número atómico.
1) 14 6) 88
2) 25 7) 33
3) 66 8) 57
4) 74 9) 45
5) 2 10) 20

x El estudio del comportamiento de las partículas cargadas en los tubos de rayos catódicos permitió el descubrimiento de las tres partículas subatómicas básicas que conforman el átomo: electrón, protón y neutrón.

x Los modelos atómicos evolucionaron gracias a los experimentos realizados: tubos de rayos catódicos, bombardeo con partículas alfa a una lámina de oro, espectroscopia de líneas y fenómenos nucleares.

x De un modelo atómico sin estructura e indivisible (de Dalton) se pasó a uno con carácter eléctrico constituido por una esfera eléctrica positiva en la que se encuentran los electrones, propuesto por Thomson.

x Con Rutherford aparece el núcleo, que concentra la mayor parte de la masa del átomo y toda la carga positiva.

x A Bohr se debe el descubrimiento de por qué un electrón no se precipita al núcleo o no emite radiaciones al estar girando alrededor éste. Con él aparece el primer número cuántico llamado n (nivel).

Cabe hacer notar que el modelo atómico de Bohr sólo funciona para el átomo de hidrógeno (un protón y un electrón)

x Sommerfeld propuso que existían órbitas circulares y órbitas elípticas de diferentes tamaños, excentricidades y orientaciones, a partir del segundo nivel. A él se deben el segundo y el tercer número cuántico: l y m.

x En un átomo la cantidad de protones es igual al número atómico y la cantidad de protones es igual a la cantidad de electrones; la suma de protones y neutrones es igual al número de masa; los electrones están distribuidos en niveles de energía principales y en subniveles, para los cuales existe una cantidad máxima de electrones; el orden de ocupación de los niveles y subniveles de energía puede predecirse mediante el principio de construcción progresiva.

x La configuración electrónica es el conjunto de electrones que hay en cada subnivel de energía y que ubica a todos los electrones dentro de un átomo; aquélla constituye la base que permite comprender y predecir muchas propiedades de los elementos.

2.3 FENÓMENOS NUCLEARES

2.3.1. ISÓTOPOS

El hombre siempre ha vivido a merced de las radiaciones y seguirá viviendo con ellas.Éstas se encuentran en el agua que se bebe, proveniente del uranio y el radio; la leche contiene potasio -40; los vinos añejados contienen tritio y el cuerpo humano produce aproximadamente 400 000 desintegraciones radiactivas por minuto.

El incremento en los fuentes de radiación artificial en las plantas nucleares y en la experimentación de bombas atómicas, así como el manejo irracional de los residuos radiactivos, amén de las pruebas atómicas en la atmósfera y en el subsuelo; y los errores en el diseño y operación de los reactores, puede ocasionar efectos nocivos en el hombre si se rebasan los límites permitidos. Pese a ello, el hombre moderno tiene necesidades de alimentos, ropa, habitación, salud, transportación, etc., se requiere de energía para obtenerlos, por lo cual, bajo la amenaza de que las reservas de petróleo y gas natural se agoten algún día, ha buscado la energía nuclear como la más importante opción para solucionar dicho problema, a pesar de que conlleve gran peligro para la humanidad y la naturaleza.

Las ventajas y desventajas de la energía nuclear son múltiples, lo que representa un dilema que debe resolverse con madurez, evitando gastos innecesarios en las áreas bélicas y canalizando los recursos hacia la batalla contra las enfermedades, el hambre y las condiciones infrahumanas de vida.

En toda reacción química que se ha estudiado en los fascículos anteriores, los elementos han mantenido su identidad, sean reactivos o productos. En éste, estudiaremos el llamado fenómeno nuclear, que implica cambios en el núcleo de los elementos. A continuación se mencionan algunas características que diferencian los cambios químicos de los cambios nucleares.

Cambio químico. No produce nuevos elementos puesto que normalmente intervienen los electrones externos, la energía liberada o absorbida es pequeña y la velocidad de reacción depende de factores externos, tales como concentración, temperatura, etcétera.

Cambio nuclear. Algunos elementos pueden convertirse en otros, intervienen las partículas interiores del núcleo, absorben o liberan una gran cantidad de energía y la velocidad es independiente de la concentración, temperatura presión, etcétera.

Pero, ¿qué significa el término de isótopo?.

Este término se emplea para referirse a los “átomos del mismo elemento que tiene diferente número de neutrones en el núcleo”.15

Por ejemplo: C12 ó C14; O15, O16 u O17

Tomado de Garritz, A y Chamizol, J. Química. Addison-Wesley Iberoamericana, 1994, USA. pp. 95.

a) Isótopos y sus aplicaciones.

Los isótopos tienen numerosas aplicaciones prácticas por sus velocidades de desintegración conocidas o simplemente porque emiten continuamente radiación, entre las cuales están:

Determinación de la edad de restos fósiles. La edad de productos de origen orgánico se puede estimar con los núcleos de carbono -14, el cual se incorpora a los seres vivos mientras viven (cuando fallecen ya no lo incorporan). Por lo tanto, la actividad del carbono -14 es una medida del tiempo que ha pasado desde su muerte.

El carbono-14 es útil de 500 a 50 000 años. Para determinar la fecha de objetos más antiguos se utiliza el potasio, que es útil de 10 000 a 1 300 000 000 años, y el renio-187, que puede determinar desde 40 millones de años a la edad del universo.

Medicina. El sodio-24 se utiliza para seguir el recorrido de la sangre y localizar obstrucciones del sistema circulatorio, en tanto el plutonio-238 puede convertirse en energía eléctrica para hacer funcionar un marcapasos.

Estudio de las reacciones químicas. Con el uso del tritio, carbono-14, oxígeno-18, sodio-24, fósforo-32 y azufre-35 y de contadores de Geiger se puede seguir la trayectoria de los átomos radiactivos a través de todos los pasos intermedios de un metabolismo o de la obtención de un producto. Asimismo, se estudian muchos procesos químicos y bioquímicos tanto en matraces como en plantas y animales. También se pueden usar isótopos no radiactivos como deuterio, carbono-13, oxígeno-17, etcétera.

Esterilización. Se irradia a los machos con rayos gamma, los cuales alteran sus células reproductivas y se les esteriliza.

Conservación de alimentos. La irradiación de algunos alimentos retrasa la germinación y permite almacenarlos durante largos periodos.

Aplicaciones industriales. Se utilizan isótopos para medir el espesor del metal o papel, la cantidad de flujo de un gas o un líquido; para determinar las fugas de tuberías, el desgaste o estado físico de equipo de edificios; para obtener nuevos elementos, producción de energía eléctrica, etcétera.

2.3.2 NEUTRÓN

La tercera subpartícula estable había pasado inadvertida hasta que Rutherford predijo su existencia en 1920. Walter Bothe observó, en 1930, la primera evidencia de ésta. En 1932 James Chadwick repitió el trabajo de Bothe y observó partículas de gran energía sin carga, esencialmente de la misma masa del protón, que en la actualidad se conocen como neutrones.

¿Por qué se presenta la radiactividad?.

Uno de los factores relacionados con la estabilidad nuclear es la relación favorable neutrones-protones. Para los elementos ligeros esta estabilidad se presenta en los núcleos con una relación cercana a un protón por cada neutrón. Según aumenta el número de protones, se necesita mayor número de neutrones para que los núcleos sean estables porque con ello se reduce la repulsión entre protones.

Los elementos inestables se transforman en estables por medio de cambios nucleares, que son la esencia de la radiactividad. Los elementos que presentan una estabilidad especial16 son:

4 16 40 88 208

He, O, Ca, Sr y Pb

2 820 38 82

En este sentido, las radiaciones más comunes que se emiten desde el núcleo de los isótopos radiactivos son: las partículas alfa, las partículas beta, y los rayos gamma.

Sin embargo, un isótopo radiactivo no emite simultáneamente partículas alfa y beta, sino que por lo general, los rayos gamma se emiten con las partículas alfa o beta, debido a los ajustes de energía interna del núcleo del átomo.

Tabla 7. Principales propiedades de las radiaciones nucleares.

Radiación Masa Efecto de
nuclear Símbolo (uma) Carga Velocidad Penetración Identidad ionización
Alfa 4 He 2 4.0026 2+ 0.1 C baja núcleo de helio alta
Beta 0 e -1 0.00055 1 0.9 C baja a moderada electrón moderada
Gamma J 0 0 C alta radiación electromagnética baja

Vida Media

Una muestra de material radiactivo, no importa su tamaño, siempre presenta rapidez de decaimiento constante. El tiempo en el cual la mitad de los átomos radiactivos iniciales se transforman se conoce como tiempo de vida media, que es característico de cada núcleo; por ejemplo el radón-219 es un emisor alfa que emite la mitad del total de partículas alfa en cuatro segundos.

Si se tiene un gramo de radón-19, después de cuatro segundos sólo quedan 0.5 gramos, pues la mitad del material se ha transformado en polonio.215; después de ocho segundo habrá 0.25 g, y después de 12 segundos habrá 0.125 g. No es posible decir cuando se desintegra un cierto átomo, pero sí podemos predecir el tiempo que requerirá para que se desintegre la mitad de un gran número de ellos.

En este tema el subíndice será utilizado para indicar el número de neutrones de un elemento.

2.3.3 ENERGÍA DE AMARRE

¿Por qué se libera gran cantidad de energía en los cambios nucleares?.

La respuesta la dio Einstein: se trata de un fenómeno de transformación de masa en energía.

Uno de los grandes hallazgos del siglo XX es el hecho de que las masas de los átomos son siempre inferiores a la suma de las masas, de los protones y neutrones individuales que los forman. Por ejemplo, la masa calculada para los dos protones y dos neutrones del helio es 4.03298 y la determinada experimentalmente es de 4.002603; la pérdida de masa es de 0.030377. Einstein demostró que esta pérdida de masa no implica que desaparezca, sino que se transforma en energía de acuerdo con su ecuación.

E = m c2.

De esta manera, los 0.030377 uma se convierte en 4.647681 x 10-13 joules. Esta cantidad puede parecer ridícula, pero debe tomarse en cuenta que se refiere a la formación de un solo átomo de helio. Cuando se formasen 4.002603 g de helio se liberaría una energía 6.02 x 1023 veces mayor; casi 280 mil millones de joules, cantidad de energía suficiente para hacer hervir casi 100 toneladas de agua.

A la energía necesaria para romper un núcleo y convertirlo en sus nucleones aislados se le conoce como energía de amarre.

2.3.4 FISIÓN NUCLEAR

La fisión nuclear se define como el proceso mediante el cual un neutrón choca contra un núcleo pesado, dividiéndolo en dos o más núcleos ligeros (figura 50).

Durante este rompimiento se libera energía y a la vez, neutrones que tienden a chocar contra otros núcleos pesados, en el cual se repite el proceso de rompimiento, una y otra vez. Dicho fenómeno se conoce como reacción en cadena. Un ejemplo muy conocido por la mayoría es el que ocurre con un grupo de fichas de dominó acomodadas en forma de triángulos, cuyo extremo se golpea y acto seguido se observa una serie de impactos que derriban todas las fichas.

a) Reactor Nuclear.

¿Qué es un reactor nuclear?. ¿De qué partes se compone un reactor nuclear?.

La explosión de una bomba atómica es una reacción en cadena instantánea e incontrolable. En un reactor nuclear ocurre una reacción similar que puede controlarse de tal manera que una fusión produce únicamente una nueva fisión y no existe posibilidad de explosión porque los combustibles de un reactor nuclear no tienen la composición ni la distribución tan compacta de una bomba. Además, se emplean barras de control que se introducen y se sacan en los espacios situados entre las barras de combustible.

La principal diferencia que hay entre plantas termoeléctricas y reactores nucleares es que un reactor reemplaza el horno donde se quema carbón, petróleo o gas natural. Un reactor de fisión tiene cinco componentes principales: combustible, moderador, barras de control, sistema de refrigeración y escudo.

Figura 51. Diagrama esquemático de una central nuclear.

Combustible. Son barras de U3O8 con 0.7% de uranio-235.

Moderador. Frena a los neutrones; suele emplearse agua ligera, agua pesada

22

HOD O ) o grafito.

(12 o12

Barras de control. Controlan la reacción de fisión porque absorben los neutrones. El cadmio y el boro absorben bien los neutrones.

Sistema de refrigeración. En la práctica se necesitan dos sistemas de refrigeración: en uno, el moderador actúa como refrigerante del reactor, pues cuando se transfiere el calor generado por la fisión al generador de vapor, éste convierte el agua en vapor que va a las turbinas e impulsa al generador, para producir electricidad. Otro refrigerante necesita agua de río, de mar o agua reciclada; éste condensa el agua de la turbina y el condensado se recicla al generador de vapor.

Escudo. Todo el reactor está dentro de un recipiente de acero alojado en un muro de concreto con varios metros de espesor, lo cual evita que escapen los rayos gamma; una gruesa capa de fibras de madera absorben las radiaciones alfa y beta.

Aplicaciones de la fisión nuclear

  • Aprovechamiento de la energía nuclear para fines militares.17
  • Obtención de nuevos elementos químicos.
  • Hallazgo de nuevas partículas nucleares.
  • Comprensión sobre la forma en que se realizan las reacciones químicas.
  • Nuevos métodos químicos para analizar muestras.
  • Tratamiento de padecimientos y tumores cancerosos.
  • Estudio de estructuras de equipo y edificios.
  • Obtención de energía eléctrica.

2.3.5 FUSIÓN NUCLEAR

¿Sabías que tanto en el sol como en las estrellas se llevan a cabo el

proceso de fusión nuclear?.

¿Qué es la fusión nuclear?.

La bomba lanzada el 6 de agosto de 1945 durante la Segunda Guerra Mundial, tenía uranio-235 y la segunda, el 14 de agosto de este año tenía plutonio -no; 238. La pérdida de vidas humanas se ha calculado en 200 000. El poder explosivo de cada una de las bombas era de 0.02 megatones. Un megatón equivale a la energía liberada por un millón de toneladas de dinámita, y 50 kg de uranio 35 o plutonio 235 liberan esta misma cantidad de energía.

La fusión nuclear es entendida como un proceso por el cual dos núcleos ligeros se combinan o funden para producir un elemento más pesado, ejemplo de ello es la reacción que se efectúa en el sol ya que un núcleo de hidrógeno (1 H) se combina con otro núcleo de hidrógeno (1 H) para que a partir de esta combinación se obtenga una

1

gran cantidad de energía y un núcleo de helio(21H+ 1 4He+ 0n+ 4.0 x 1011

2

cal).

(Liberación3H

1 H Energía)

21H

Figura 52. Ilustración de una fusión nuclear

Para llevar a cabo una fusión de los isótopos del hidrógeno deben cumplirse tres condiciones:

  1. Temperaturas elevadas de 100 000 000ºC.
  2. Densidad elevada 1014 a 1016 partículas por centímetro cúbico.
  3. Confinamiento de los isótopos de hidrógeno durante un segundo para que la reacción se mantenga por sí sola.

Hay dos procedimientos para desarrollar la fusión nuclear con el objetivo de producir electricidad:

  1. Confinamiento magnético del hidrógeno.
  2. Uso de los rayos láser o haces de electrones para unir los átomos de hidrógeno.

¿Qué diferencias existe(n) entre la(s) reaccion(es) de fisión?.

Las reacciones de fusión son la fuente de energía de las estrellas jóvenes como nuestro Sol. En los reactores Tokamak se han alcanzado temperaturas de 200 millones de grados celsius, una densidad de 1013 partículas por centímetro cúbico y un confinamiento de 0.05 segundos. Los científicos esperan que para el año 2000 a 2020 se construya una planta piloto que convierta en energía eléctrica la energía generada en la fusión, tal como se realiza en las plantas de fisión nuclear. Ahora bien, la primera reacción nuclear artificial de fusión la realizó Rutherford en 1919 al bombardear con partículas alfa una muestra de nitrógeno, de donde obtuvo oxígeno y un protón:

Las reacciones de fusión nuclear producen mayor cantidad de calor por unidad de masa que las reacciones de fisión.

La bomba de hidrógeno tiene los dos cambios nucleares: la energía calorífica que se necesita para llevar a cabo la reacción de fusión de hidrógeno se obtiene por medio de una explosión por fisión nuclear (bomba atómica), y la energía que se libera de una reacción de fusión nuclear (bomba de hidrógeno) se ha estimado que es casi 15 veces más que la liberada en una reacción de fisión nuclear.

La fusión nuclear podría utilizarse para producir energía eléctrica en lo futuro porque se cree que estas plantas producirían menos contaminación térmica, menos radiación nuclear y tendrían menor riesgo de accidentes nucleares que las plantas de fisión nuclear. Aún cuando las aguas naturales contienen deuterio en proporción de una parte por cada 7 000 partes de hidrógeno, se estima que, una vez desarrollado un proceso de fusión adecuado, se podrá suministrar al mundo el nivel actual de energía durante un billón de años con el deuterio y el hidrógeno que contienen los océanos.

Aplicación de la fusión nuclear

Ö Explica la fuente de energía de las estrellas. Ö Mediante ésta se explica la formación de los núcleos de los elementos por la fusión

nuclear en las estrellas.

Ö Permite el hallazgo de nuevas partículas nucleares.

Ö Permite el aprovechamiento de la energía nuclear para fines militares.

Figura 54. Diseño de una bomba atómica. Para unir las dos masas se requiere un explosivo convencional.

Tabla 8. Características de la fisión y la fusión.

Fisión Fusión
Fenómeno que sucede Los núcleos mas pesados se dividen Los núcleos, ligero forman núcleos más grandes
Isótopos utilizados 235U, 239Pu y algunos más Deuterio, tritio y litio
Disponibiidad de la Las Buenas Fuentes son limitadas Casi ilimitada y a bajo costo
materia prima y Caras, aunque existe gran cantidad de minerales de baja concentración
Cómo se inicia la reacción Sucede cuando un núcleo fisionable absorbe un neutrón Ocurre si la temperatura es bastante elevada y las partículas no están muy separadas
Se bombardea el material fisionable con un deuterón Una bomba de fisión produce la temperatura de reacción; en un reactor se usa la acción eléctrica y magnética.
Cómo se mantiene la reacción Por la reacción en cadena cuando el material tiene la masa crítica y los neutrones son retardados por el moderador. Confinando el plasma caliente para que no se enfríe
Cómo se controla Con barras de control que absorben neutrones Con campos magnéticos
Isótopos radiactivos formados Muchos Casi ninguno
¿Se necesita blindaje? Sí, porque los productos de la fisión son radiactivos Si, porque los neutrones del proceso pueden hacer radiactivas las paredes.
Comparación de la energía producida por gramo de combustible Menor Mayor

Las reacciones nucleares difieren de las reacciones químicas por la circunstancia de que en ellas intervienen las partículas nucleares, en lugar de electrones externos, y pueden interconvertir materia y energía. El proceso de desintegración radiactiva suele emitir partículas alfa, beta y rayos gamma, de manera que los productos son más estables que el núcleo que se desintegra.

La relación protones-neutrones puede predecir si un elemento es radiactivo; la detección de las radiaciones se puede hacer mediante los métodos fotográficos, fluorescente, el contador Geiger y cámaras de niebla. La velocidad de desintegración de cualquier isótopo radiactivo depende de la naturaleza del elemento y no de las condiciones externas. Esta velocidad se expresa en forma cuantitativa por medio del término vida media, que es el tiempo necesario para que se desintegre la mitad de cualquier masa de un elemento radiactivo.

La suma calculada de la masa de los electrones, protones y neutrones de un átomo es siempre ligeramente mayor que la masa real de la totalidad del átomo. A la diferencia se le llama pérdida de masa, que de acuerdo con la Ley de equivalencia de la masa y la energía de Einstein es igual a la energía de amarre.

Fisión nuclear es la división de un núcleo atómico para formar dos o más fragmentos, en tanto fusión nuclear es la combinación de dos o más núcleos ligeros para formar un núcleo pesado. La bomba atómica (uranio-235) es un ejemplo de fisión y la reacción que ocurre en el Sol y la bomba de hidrógeno son ejemplos de fusión.

Entre las aplicaciones más importantes de los isótopos radiactivos están: la determinación de la edad de los fósiles, como trazadores en el estudio de los procesos químicos y biológicos, en el diagnóstico y tratamiento de enfermedades etcétera.

Uno de los aspectos más prometedores a largo plazo de la fusión nuclear del deuterio es la posibilidad de contar con energía ilimitada.

El siguiente esquema te presenta una síntesis de los conceptos más importantes de este capítulo.

SOMMERFIELD BLOQUES

SUBNIVELES

  • MEDICINA
  • REACCIONES QUÍMICAS
  • FÓSILES

No. CUÁNTICO No. CUÁNTICO SECUNDARIO (I) MAGNÉTICO (m)

Después de haber revisado este esquema podrás realizar una síntesis de los conceptos más importantes del capítulo.

116

En este apartado podrás poner en práctica lo que has aprendido a lo largo del capítulo, por lo que te recomendamos realizar todo lo que se te pide.

I. Contesta las siguientes preguntas anotando en el paréntesis la letra de la opción que consideres correcta.

    1. De acuerdo con Bohr, los electrones se encuentran en: ( )
    2. a) Órbitas b) Regiones c) Niveles de energía
  1. ¿Qué letras designan a los subniveles de energía? ( )

a) n, l, m, s b) s, p, d, f c) K, L, M, N

II. Anota en los renglones la respuesta que consideres correcta, o bien, las que consideres correctas.

  1. ¿Cómo se determinaría si la luz de color de un rótulo de neón se debe a una mezcla de colores o a un solo color?
    1. Determina cuántos electrones:
    2. a) Puede ocupar el tercer nivel de energía (n = 3) ____________________________ b) Puede haber en el subnivel d del cuarto nivel de energía (n = 4) ______________ c) Puede haber en el segundo nivel de energía (n = 2) ________________________
  2. Si el Galio tiene un número atómico de 31:

a) ¿Qué configuración electrónica tiene este elemento? _______________________ _ b) ¿Cuántos electrones tiene en el cuarto nivel de energía? ____________________

c) ¿Cuántos electrones d tiene este átomo? _________________________________

    1. Escribe la configuración electrónica para cada uno de los siguientes elementos: a) Na11______________________________________________________________ b) Ca20______________________________________________________________ c) Zn30______________________________________________________________ d) La57______________________________________________________________
    2. e) Ge32______________________________________________________________
  1. ¿En qué grupo y periodo se encuentran los átomos con las siguientes configuraciones electrónicas?
    1. Escribe los símbolos de las siguientes partículas o rayos:
    2. a) Alfa ______________________________ b) Beta ________________ c) Gamma ___________________________ d) Protón _______________ e) Neutrón ___________________________
  2. Menciona dos métodos de detección de radiaciones
  3. Escribe un isótopo radiactivo que se utilice en: a) Investigación b) Agricultura c) Industria d) Medicina
  4. Explica los siguientes procesos de un reactor nuclear cuya función es producir electricidad:
Grupo Periodo
a) 1s2 2s2 2p1 ___________________ ______________________
b) 1s2 2S1 ___________________ ______________________
c) 1s2 2s2 2p6 3s2 ___________________ ______________________

a) El funcionamiento de las varillas de carburo de boro: ________________________

b) La función de un moderador: __________________________________________

c) La forma de suspender la operación del reactor nuclear: ___________________

d) La forma en que se produce la electricidad: ______________________________

    1. ¿Por qué no se construyen reactores nucleares basados en reacciones de fusión, en lugar de reacciones de fisión?____________________________________________
    2. __________________________________________________________________ _________________________________________________________________
  1. ¿Cuáles son las ventajas y desventajas de la fisión nuclear sobre la fusión nuclear?

Enseguida te presentamos las respuestas de las Actividades Integrales, verifica tus resultados y reflexiona sobre las respuestas.

  1. (c) Niveles de energía
  2. (b) s, p, d, f
  3. Observando con un espectroscopio y comparándolo con el espectro de líneas de Neón
  4. a) Máximo de 18 electrones b) Máximo de 10 electrones c) Máximo de 8 electrones
  5. a) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1 b) Tres electrones: dos en s y uno en p c) 10 electrones
  6. a)1s2 2s2 2p6 3s1 b) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

223d10

c) 1s2 2s 2p6 3s2 3p6 4s d) 1s2 2s2 2p6,3s2 3p6 4s2 ,3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f1 e) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p

  1. a) Grupo 13, periodo 2 b) Grupo 1, periodo 2 c) Grupo 2, periodo 3
  2. a) 42 D, 4He b) 01E, e c)0

0 0 J

2 1

1 1

d) 1p, 1H e)0n

1

  1. Fotográfico, fluorescencia, cámaras de niebla y contadores de ionización de gases (Geiger-Müller).
  2. a) Tritio, carbono-14, oxígeno-18, sodio-24, fósforo-32, etcétera. b) Cobalto-60, radio-228, etcétera c) Cobalto-60, americio-241, estroncio-90, curio-249, etcétera. d) Sodio-24, plutonio-238, tecnecio-99, talio-201, yodo-131, etcétera.
    1. a) Absorben neutrones. b) Aminora la velocidad de los neutrones. c) Mediante las varillas de control en el fondo del reactor. d) El vapor que se produce en el reactor nuclear pasa a una turbina, la cual mueve
    2. el generador que produce energía eléctrica.
  3. Porque todavía no se logra cumplir los tres requisitos para que se efectúe una reacción de fusión que son: temperatura y densidad elevadas y confinamiento suficiente para que la reacción se mantenga por sí sola.
  4. Los reactores de fisión nuclear ya se usan en la actualidad, pero no existe todavía la tecnología para obtener los reactores de fusión nuclear.

Las reacciones de fisión nuclear producen mayor contaminación que las reacciones de fusión nuclear.

Las fuentes de materia prima para la fisión son caras y para la fusión son a bajo costo.

Dentro de este fascículo observaste que la…

CUANTIFICACIÓN DE LOS CAMBIOS NUCLEARES COMPUESTOS

COMPONENTES

CAMBIOS DEL ÁTOMO

NUCLEARESLEYES

TEORÍA PONDERALES

ATÓMICA

PRINCIPALES MODELOS ATÓMICOS

MODELO ATÓMICO DE BOHR

RUTERFORD como FISIÓN FUSIÓN los de

BOHR

ASPECTOS CUANTITATIVOS

usado para

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Estas actividades han sido diseñadas para que pongas en práctica los conocimientos que has adquirido a lo largo del fascículo, por lo que te recomendamos que las lleves a cabo.

  1. Menciona cuáles son las leyes ponderables y la(s) característica(s) de cada una de
  2. ¿Qué diferencia(s) hay entre la masa fórmula y la masa molecular?
ellas.
Ley Característica
_______________________________ ___________________________________
_______________________________ ___________________________________
_______________________________ ___________________________________
_______________________________ ___________________________________
_______________________________ ___________________________________
_______________________________ ___________________________________
_______________________________ ___________________________________
_______________________________ ___________________________________
_______________________________ ___________________________________
_______________________________ ___________________________________
_______________________________ ___________________________________
_______________________________ ___________________________________

3. Explica cuál es la relación carga -electrones que existe en un cuerpo.

  1. ¿Qué entiendes por radiación?
  2. Explica en qué consiste la fisión y la fusión

Fisión:

Fusión:

6. Determina el porcentaje de Uranio (U) presente en el compuesto U3 O8, el cual se utiliza como combustible en una central nuclear, y cuya masa atómica es de 833 umas:

En este apartado podrás identificar los aciertos y/o errores que tuviste en las Actividades de Consolidación. Para poder cumplir con este objetivo te proporcionamos las respuestas y procedimientos que debiste haber considerado.

1. Ley Características

x Conservación de la masa Esta ley postula que la materia no se crea ni se destruye, sino que sólo se transforma, ejemplo de ello es cuando se mezclan 10 g de sal en en 100 g de agua, donde se tiene como resultado una solución de 110 g.

x Pesos y Equivalentes En este caso, los pesos de las sustancias que se combinan con un peso conocido de otra tercera sustancia son equivalentes entre sí.

x Proporciones Constantes Los elementos que constituyen o forman un compuesto siempre existen en ciertas proporciones constantes, como por ejemplo 103 g de carbonato de cobre, que equivalen a 53 g de (Cu), 40 g de Oxígeno

( O ) y 10 g de carbono (C).

x Proporciones Múltiples Cuando dos elementos se combinan para formar más de los compuestos, los diferentes pesos de uno que se combina con un peso determinado de otro, guardando una relación de números enteros,como es CO2 bióxido de carbono

o CO monóxido de carbono.

2. – Masa Molecular: es la suma de los átomos.

-Masa Fórmula: son los pesos atómicos de los compuestos.

  1. Los cuerpos adquieren cargas positivas cuando pierden electrones y carga negativa cuando ganan electrones.
  2. Radiación: es un fenómeno que se presenta en los elementos con propiedad de emitir radiaciones debido a los electrones.
  3. Fisión: Es el choque de un neutrón con un núcleo pesado, dividiéndose en dos o más núcleos.
  4. Fusión: Proceso por el cual se combinan o funden dos núcleos ligeros.

U = 235 x 3 = 705 % Uranio = 705 x 100 = 833 O = 16 x 8 = 128 por tanto PM = 833 umas % Oxígeno = 128 x 100 = 833

Acelerador lineal. Dispositivo utilizado para acelerar partículas cargadas a través de una línea recta.

Ácido. Sustancia de sabor agrio, que concentrada provoca quemaduras y cambia el color de los extractos de ciertos vegetales, los cuales son llamados indicadores.

Agua Pesada. Agua que contiene deuterio, un isótopo pesado del hidrógeno, 2 H.

1

Ánodo. Es el electrodo positivo de un tubo de rayos catódicos. Átomo. Partícula más pequeña de la que está compuesta toda materia. Barras de control. Barras de material como cadmio o aceros obrados que actúan como

absorbedores de neutrones (no sólo moderadores) y se utilizan en los reactores

nucleares para controlar los flujos de neutrones y, por lo tanto, las velocidades de fisión. Base. También llamada álcalis, es una sustancia de sabor amargo que cambia el color de los indicadores de manera opuesta al producido por los ácidos.

Cámara de niebla. Equipo con el que se observan las trayectorias de las partículas alfa cuando las moléculas de vapor se condensan sobre ellas y forman rastros de niebla.

Cátodo. Electrodo negativo de un tubo de rayos catódicos. Ciclotrón. Aparato en el que se aceleran partículas cargadas a través de un eje en espiral.

Configuración electrónica. Distribución específica de los electrones en los orbitales de átomos o iones.

Contador de centelleo. Equipo utilizado para la detección de la radiactividad. Defecto de masa. Diferencia que existe entre la suma de la masa de todas las partículas subatomícas individuales que forman un átomo y la masa real de dicho átomo. Cantidad de materia transformada en energía al construir un átomo a partir de sus partículas constitutivas.

Degenerado. De la misma energía. Diamagnetismo. Repulsión débil por un campo magnético.

Electrón. Partícula subatómica con una masa de 0 00055 uma y una carga de 1-.

Energía termonuclear. Energía de las reacciones nucleares de fusión.

Energía de unión nuclear. Energía equivalente al defecto de masa. Energía liberada al formar un átomo a partir de partículas subatómicas. Espectrómetro de masas. Instrumento que mide la relación de masa/carga de

partículas cargadas.

Estado excitado. Cualquier estado de un átomo o molécula distinto del estado fundamental. Estado fundamental. Estado más estable o de menor energía de un átomo o molécula. Fenolftaleína. Extracto que se emplea para identificar si una sustancia es ácido o base,

de acuerdo con el color que adquiere, por lo que se dice que es un indicador ácidobase.

Fisión nuclear. La ruptura de un núcleo pesado para formar dos núcleos más ligeros. Fluorescencia. Absorción por una sustancia de una radiación de elevada energía con la subsiguiente emisión de luz visible.

Fotón. “Paquete” de luz de radiación electromagnética. También se le denomina cuanto

de luz. Frecuencia. Intervalo de tiempo necesario para que pasen por un mismo punto dos crestas (o dos valles) de una onda.

Fusión nuclear. Combinación de dos núcleos ligeros para producir uno pesado. Grupo. Columna vertical de la tabla periódica. También se le llama familia. Isótopos. Dos o más formas de átomos de un mismo elemento. Átomos con el mismo

número de protones, pero de diferente número de neutrones. Línea espectral. Cualquiera de las líneas correspondientes a longitudes de onda

definidas, que aparecen en un espectro atómico de emisión o absorción. Representan la diferencia energética que hay entre dos niveles energéticos. Longitud de onda. Distancia entre dos crestas (o dos valles) consecutivas de una onda. Masa. Cantidad de materia que posee un cuerpo. Masa crítica. La mínima masa de un núclido fisionable particular, en un volumen

determinado, necesaria para sustentar una reacción nuclear en cadena.

Moderador. Sustancia (hidrógeno, deuterio, oxígeno o parafina) capaz de disminuir la

velocidad de los neutrones por colisiones. Molécula. Partícula producida por la asociación química de varios átomos y que puede existir estable en estado libre. En la época de Dalton se utilizaban como sinónimos los términos átomo y molécula. André Marie Ampere (1775-1836) empezó a utilizar los términos átomos y molécula en su sentido moderno.

Neutrón. Partícula subatómica neutra con una masa de 1.0087 uma. Neutrón lento. Neutrón rápido que ha sido frenado por colisión con un moderador. Neutrón rápido. Neutrón expulsado de una reacción nuclear con una gran energía

cinética.

Núcleo. Es el centro pequeño, denso y cargado positivamente de un átomo. Contiene protones, neutrones y otras partículas subatómicas. Nucleones. Partículas contenidas en los núcleos. Núclidos. Las diferentes formas atómicas de todos los elementos, a diferencia de

“isótopos”, que se refieren solamente a las diferentes formas atómicas de un elemento simple. Núclído hijo. Núcleo que se produce en una desintegración nuclear.

Núclido madre. Núcleo que experimenta la desintegración nuclear. Número atómico. Número de protones del núcleo. Número entero que identifica a cada elemento.

Partícula alfa ( α ). Núcleo de helio.

Partícula beta ( β ). Electrón emitido por un núcleo cuando un neutrón se desintegra en un protón y un electrón. Periodo. Fila horizontal de la tabla periódica. Plasma. Estado físico de la materia que existe a temperaturas elevadísimas y en el cual

todas las moléculas están disociadas y casi todos los átomos ionizados. Principio de construcción progresiva. La configuración electrónica de cualquier átomo se puede construir mediante el agregado sucesivo de un protón en el núcleo y un

electrón en los orbitales al átomo de hidrógeno hasta completar el número atómico del elemento por construir. Protón. Partícula subatómica con una masa de 1.0073 uma y una carga de 1 + que se

encuentra en los núcleos atómicos.

Quantum: Cantidad mínima de energía que puede emitirse, propagarse y absorverse.

Radiación. Partículas o rayos de elevada energía emitidos en los procesos de desintegración radiactiva. Radiactividad. Desintegración espontánea de núcleos atómicos. Radioisótopo. Isótopo radiactivo de un elemento. Radionúclido. Núclido radiactivo. Rayo gamma. Radiación electromagnética de elevada energía. Rayo catódico. Haz de electrones que van del electrodo negativo al positivo, en un tubo

de rayos catódicos.

Reacción en cadena. Reacción que una vez iniciada se mantiene y expande por sí misma. Reacción nuclear. Implica cambios en la composición del núcleo y puede emitir y

absorber enormes cantidades de energía.

Reactor generador. Reactor nuclear que produce más material fisionable del que consume. Reactor nuclear. Sistema en el cual las reacciones de fisión controladas generan

energía calorífica a gran escala que luego se convierte en energía eléctrica. Regla de Hund. Se aplica cuando los electrones se agregan a orbitales de la misma

energía (degenerados) lo deben hacer entrando un electrón en cada orbital, antes de que ocurra el apareamiento. Trazador radiactivo. Pequeña cantidad de un radioisótopo que reemplaza a un isótopo

no radiactivo de un elemento compuesto cuyo curso quiere seguirse (por ejemplo, a través del cuerpo) y cuyos productos de descomposición pueden detectarse por su radiactividad; también llamado marcador radiactivo.

Transmutación artificial. Reacción nuclear inducida artificialmente por bombardeo de

un núcleo con partículas subatómicas o núcleos pequeños. Vida media de un radionúclido. Es el tiempo requerido para que la mitad de una muestra dada experimente desintegración radiactiva.

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